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Gli elettroni si spostano nello spazio attorno al nucleo come onde. Gli andamenti ondulatori permessi per

gli elettroni possono essere descritti con equazioni analoghe a quelle che descrivono i fenomeni ondulatori.

Schroedinger scrive l’equazione e la risolve per l’idrogeno. Le soluzioni dell’equazione sono dette funzioni

d’onda ψ. In ogni funzione d’onda compaiono tre parametri:

n, l, m

Una funzione d’onda con i tre valori dei numeri quantici viene detta orbitale e descrive forma e densità

delle nubi. L’orbitale è la regione di spazio in cui è massima la probabilità di trovare quell’elettrone con

quella data energia.

Numeri quantici n, l e m

Numero quantico principale n può assumere valori interi da 1 all’infinito. Questo parametro ha significato

di energia e specifica il livello energetico. Tanto più grande è il numero quantico principale, tanto più

l’energia dell’elettrone è alta, tanto più l’elettrone è lontano dal nucleo. È correlato con la distanza

dell’elettrone dal nucleo.

Numero quantico secondario o azimutale lpuò avere valori che vanno da 0 fino a n-1. Anche questo

numero è correlato all’energia dell’elettrone e dell’orbitale e specifica il sottolivello energetico ed è

correlato alla forma dell’orbitale.

Numero quantico magnetico m può assumere valori che vanno da – l fino a + l compreso lo 0. Questo

numero è correlato all’orientamento di un orbitale quanto sottoposto a un campo magnetico esterno.

n l m

Se = 1, = 0 (rappresentato con la lettera S→orbitale S, si rappresenta graficamente con una sfera), = 0

Nel primo livello energetico si ha quindi l’orbitale 1S. Il numero è il livello di energia, la lettera la forma

dell’orbitale.

n l m

Se = 2, = 0 → orbitale S, = 0 2S (1 orbitale)

m

1 → orbitale P, = -1, 0, + 1. Orbitali P: forma bilobata 2P (2Px, 2Py, 2Pz, 3 orbitali)

n l m

Se = 3, = 0 → orbitale S, = 0 3S (1 orbitale)

m

1 → orbitale P, = -1, 0, +1 3P (3 orbitali)

m

2 → orbitale D, = -2, -1, 0, +1, +2 forma a quadrifoglio, 3D (5 orbitali)

l’ultimo è bilobato

con anello al centro

n l m

Se = 4, = 0 → orbitale S, = 0 4S (1 orbitale)

m

1 → orbitale P, = -1, 0, +1 4P (3 orbitali)

m

2 → orbitale D, = -2, -1, 0, +1, +2 4D (5 orbitali)

m

3 → orbitale F, = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3forma polilobata 4F (7 orbitali)

Numero quantico di spin, è correlato alla rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse in senso orario o

antiorario. Due valori: + ½ o – ½ .

Principio di esclusione di Pauli. In un atomo due elettroni non possono avere la stessa serie di numeri

quantici, almeno uno deve essere diverso. Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni con spin

opposti. La rotazione genera piccoli campi magnetici che consentono ai due elettroni di coesistere nello

stesso orbitale.

Configurazione elettronica → disposizione degli elettroni nello spazio negli orbitali attorno al nucleo.

Sono costruite secondo vari principi.

1. Principio di esclusione di Pauli.

2. Principio Auf-Bau. Specifica l’ordine con cui sono riempiti i vari orbitali. Gli elettroni si

distribuiscono prima negli orbitali con minore energia, poi in quelli con energia maggiore. Relazione

che specifica l’ordine di energia crescente. Prima si riempiono gli orbitali nS, poi gli orbitali (n-2)F

(orbitali precedenti rispetto a nS), poi gli (n-1)D, livello precedente rispetto a nS, infine gli orbitali

nP. nS (n-2)F (n-1)D nP

energia crescente

3. Regola di Hund. Quando ci sono orbitali isoenergetici (orbitali degeneri), questi orbitali vengono

prima occupati da un singolo elettrone, successivamente se necessario vengono occupati da un

secondo elettrone. Occupano prima tutti gli orbitali (uno per ciascun orbitale con spin parallelo), se

avanzano elettroni, si riparte dal primo orbitale e si inseriscono ovviamente con spin opposto.

2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 5

Esempio: At 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3D 4P 5S 4D 5P 6S 4F 5D 6P

85 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 1

Fr 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3D 4P 5S 4D 5P 6S 4F 5D 6P 6S

87

TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI

Gruppi: righe verticali

Periodi: righe orizzontali

Gli elementi sono ordinati per numero atomico crescente. Gli atomi dello stesso gruppo presentano la

stessa configurazione elettronica esterna (cioè il livello di valenza). Gli atomi con uguale configurazione

elettronica, presentano proprietà simili (chimiche e fisiche). L’andamento periodico delle proprietà degli

atomi riflette l’andamento periodico delle configurazioni elettroniche.

4 blocchi: il primo è il blocco S a sinistra, a destra c’è il blocco P. elementi dei blocchi S e P sono noti come

elementi rappresentativi (possiamo trovare tutte le proprietà degli atomi). Il blocco in mezzo è il D, noti

come metalli di transizione. Stanno riempiendo gli orbitali (n-1)D. Gli elementi del blocco F sono in basso,

chiamati elementi di transizione interna, sono tutti gli atomi che stanno riempiendo gli orbitali (n-2)F.

Gruppi A: tutti gli elementi rappresentativi. (IA, IIA, IIIA ecc) I numeri corrispondono al numero di elettroni

di valenza. Esempio: elemento V A ha 5 elettroni di valenza

Gruppi B: metalli di transizione.

Periodi: il numero del periodo corrisponde al numero del livello energetico esterno che si sta riempiendo.

L’idrogeno fa eccezione, ha le proprietà più simili al gruppo IV A che al gruppo a cui appartiene, cioè I A.

Infatti hanno la configurazione completa a metà, proprio come gli elementi del IV gruppo (cioè ad esempio

carbonio e silicio).

08 11 2010

Nell’ultimo gruppo (gas nobili) sono presenti otto elettroni nel livello esterno (orbitali completi). Hanno una

configurazione elettronica stabile, non hanno una grande tendenza a reagire con altri atomi. Gli elettroni

che si trovano fra l’elettrone esterno e il nucleo, compiono un effetto schermo, cioè annullano

parzialmente la carica positiva che attrae l’ultimo (o gli ultimi) elettroni esterni.

Carica nucleare effettiva: è realmente percepita dall’elettrone.

Z(eff)= Z – S (carica del nucleo meno carica schermata dagli elettroni interni)

La carica effettiva da sinistra verso destra nella tavola periodica tende ad aumentare. Variano raggio

atomico, potenziale di ionizzazione e affinità elettronica. Varia poco dall’alto verso il basso.

Raggio atomico

È correlato col volume dell’atomo. Se ci sono due atomi legati, di solito il raggio è la metà del diametro che

congiunge i due nuclei. Se i due atomi sono legati covalentemente con sovrapposizione delle nubi

elettroniche il raggio è minore del segmento che congiunge i due nuclei.

 Lungo il periodo, da sinistra verso destra il raggio atomico tende a diminuire. Lungo il gruppo

dall’alto verso il basso, il raggio atomico tende ad aumentare.

Energia o potenziale di ionizzazione

È la minima energia richiestaper allontanare un elettronepiù lontano dal nucleodi un atomo.

 Lungo il periodo da sinistra verso destra l’energia di ionizzazione tende ad aumentare. Lungo il

gruppo dall’alto verso il basso l’energia di ionizzazione tende a diminuire.

Gli atomi che si trovano nel primo gruppo ad esempio tendono a perdere facilmente il loro elettrone più

esterno. Inoltre così facendo raggiungono una configurazione completa e diventano cationi (come sodio e

potassio).

Affinità elettronica

Esprime la variazione di energia quando un atomo gassoso acquista elettroni. Se un atomo acquista

facilmente elettroni la variazione di energia sarà più grande (l’atomo perde energia). Si può descrivere

anche come la facilità che un atomo ha di acquistare elettroni. Questi atomi diventano anioni.

Lungo il periodo da sinistra verso destra l’affinità elettronica tende ad aumentare. Lungo il gruppo dall’alto

verso il basso l’affinità elettronica tende a diminuire.

Gli elementi toccati dalla linea a zig zag a destra sono una via di mezzo fra semimetalli e metalli.

I metalli sono caratterizzati dalla mobilità degli elettroni esterni. Hanno bassa energia di ionizzazione e

bassa affinità elettronica. Tendono a perdere facilmente i propri elettroni esterni. Il carattere metallo

implica anche il carattere basico.

CARATTERISTICHE PERIODI GRUPPI

Raggio atomico diminuisce aumenta

Energia potenziale o di ionizzazione aumenta diminuisce

Affinità elettronica aumenta diminuisce

Elettronegatività aumenta diminuisce

Potenziale ionico diminuisce

LEGAME CHIMICO

Tutti gli atomi tendono a completare il proprio livello esterno, per raggiungere uno stato che sia il più

stabile possibile (come i gas nobili). Tendono quindi a completare l’ottetto dell’ultimo livello. L’unica

eccezione sono l’idrogeno e l’elio che hanno solo due atomi nell’ultimo livello ( si parla in ogni modo anche

per questi due elementi di regola dell’ottetto).

Il legame chimico è un’interazione tra due o più atomi. Tutto quello che accade spontaneamente, fa

perdere energia. Infatti i legami che si creano nell’atomo diminuiscono l’energia complessiva dell’atomo.

Il legame chimico è una qualsiasi interazione capace di tenere uniti due o più atomi in modo da costituire un

sistema stabile con energia minore rispetto a quello degli atomi isolati.

Quando si forma un legame quindi viene emessa energia. Se voglio rompere un legame chimico infatti devo

fornire energia all’atomo.

Energia di legame: differenza di energia tra il sistema atomi isolati e il sistema atomi aggregati. Viene

emessa quando si forma un legame chimico o viene fornita per rompere quel legame chimico.

+ Energia sistema atomi isolati

Energia di legame ΔE

- Energia sistema atomi aggregati

Esistono diversi tipi di legame chimico. Sono suddivisi in legami forti e deboli.

Legami forti: comportano trasferimenti o condivisione di elettroni (legame ionico, metallico, covalente,

dativo)

Legamideboli: interazioni di natura elettrostatica tra atomi e molecole o fra molecole e ioni (forze di Wan

der Waals, legame idrogeno)

11 11 2010

LEGAMI FORTI

 H· ·H

Legame covalente: esempio dell’idrogeno. . I due atomi di idrogeno mettono in condivisione una

coppia di elettroni, ognuno di ciascun atomo. Gli elettroni appartengono ad entrambi gli atomi →

viene raggiunta la configurazione stabile, completato livello di valenza.

Esempio del cloro. Cl (7 elettroni). Cl + Cl. Ogni atomo mette in partecipazione un elettrone,

condivisione di una coppia di elettroni. Livello di valenza completato, raggiungono la configurazione di

un gas nobile.

Simbologia di Lewis: palliniattorno al simbolo dell’elemento che rappresentano gli elettroni dello stato

esterno. È possibile anche rappresentare gli elettroni con delle linee attorno al simbolo; ogni linea

rappresenta una coppia di elettroni → formula di struttura, rappresenta anche il tipo di legame che è

presente fra gli atomi. Il trattino tra due atomi indica il legame covalente.

Legame covalente omopolare: interessati atomi con la stessa elettronegatività.

Legame covalente eteropolare: quando i due atomi interessati

hanno diversa elettronegatività. La coppia di elettroni di legame è

più spostato verso l’atomo più elettronegativo, si creano così

cariche parziali. Ad esempio fra H e Cl, il Cl è più elettronegativo,

dunque H sarà parzialmente positivo mentre Cl sarà parzialmente

negativo.

Elettronegatività: tendenza di un atomo in una molecola ad

attrarre verso di sé la coppia di elettroni di legame. Questa

proprietà dipende direttamente dall’energia di ionizzazione e

dall’affinità elettronica. Il Fluoro è l’atomo più elettronegativo (valore 4 su scala relativa). È anch’essa una

proprietà periodica.

Lungo un periodo da sinistra verso destra l’elettronegatività tende ad aumentare. Lungo un gruppo dall’alto

verso il basso l’elettronegatività tende a diminuire.Quando il legame covalente è eteropolare, si creano i

dipoli.

Esempio: atomo di azoto N. appartiene al gruppo VA. Ha due elettroni attaccati e tre spaiati. I due atomi di

N

 Legame ionico: la differenza di elettronegatività è così alta che l’atomo più elettronegativo tende a

strappare l’elettrone dell’atomo meno elettronegativo. È il legame più forte. Differenza uguale o

superiore a 1,8.Esempio: Na e Cl. Cl è un elemento molto elettronegativo con 7 elettroni nel lato

esterno mentre il sodio ne ha solo uno e ha poca elettronegatività. L’atomo di cloro strappa l’unico

-

elettrone di Na e si trasforma in un anione Cl . Conseguentemente l’atomo di Na si trasforma in un

+

catione Na . NaCl non è un legame molecolare ma un legame dovuto a forze

elettrostatiche attrattive. Grazie a ciò si creano reticoli in cui si

alternano ioni positivi e negativi. Il legame è forte ma il reticolo in sé è abbastanza debole.

 Legame dativo:(a volte considerato come esempio particolare di legame covalente, chiamato anche

legame di ipercoordinazione). È un legame un po’ più forte del legame covalente normale. Mentre nel

legame covalente la condivisione delle coppie degli elettroni è a carico in egual modo per ogni atomo,

in questo legame invece la condivisione dei due elettroni è a carico unicamente di un solo atomo.

+

Esempio: atomo di azoto N. NH + ione H .

3

GEOMETRIA MOLECOLARE

È la disposizione nello spazio (tridimensionale) degli atomi che costituiscono la molecola o lo ione

poliatomico. La forma delle molecole è importante per la interazione delle biomolecole, ma determina

anche moltissime altre proprietà chimiche e fisiche. Il concetto di forma e geometria delle molecole è

basato sul concetto di repulsione o attrazione delle cariche elettriche. Si chiama metodo VSEPR

(valenceshell electron pairrepulsion): le coppie di elettroni di legame e di non legame attorno ad un atomo

(centrale) si respingono. Per minimizzare le interazione repulsive, le coppie di legame e di non legame si

orientano nello spazio in modo da stare il più possibile lontane l’una dall’altra. Il primo legame che si forma

σ) π

è il legame sigma( , poi il legame . Nella forma della molecola contano soprattutto i legami sigma e non i

π .

Possibili legami in un atomo (massimo 3)

Legame singolo

Legame doppio Legami multipli

Legame triplo

Ordine di creazione dei legami

1° legame:legame σ. Sovrapposizione di due orbitali e massima densità elettronica lungo la linea che

congiunge i nuclei

2° legame: legame π. Massima densità elettronica sopra o sotto la linea che congiunge i nuclei (anche

lateralmente, dipende dal tipo di legame P)

Coppie stereo attive: coppie di elettroni che influiscono sulla posizione degli altri atomi. Sono coppie

impegnati in legami sigma ma anche quelle non impegnate in legami.

Esempi: nel metano CH e nell’acqua H O ci sono 4 coppie di elettroni stero attivi. Le quattro coppie nel

4 2

metano, tutte impegnate in legami, si dispongono a 109 gradi circa mantenendo la distanza più grande

possibile. Hanno forma tetraedrica. Anche nell’acqua la disposizione è tetraedrica. Quando ci sono coppie

stereo attive non impegnate in legami (nell’acqua ce ne sono due), si espandono attorno all’atomo e

tendono a restringere leggermente l’angolo creatosi fra i due elettroni di H (infatti misurano circa 104

gradi). Anche nell’ammoniaca NH3 una coppia stereo attiva non è impegnata nel legame e l’angolo degli

altri elementi H è circa 107 gradi.

METANO AMMONIACA ACQUA

Si verifical’espansione dell’ottetto: ha degli orbitali d a disposizione per ospitare ulteriori coppie di

elettroni. Si verifica anche la lacuna dell’ottetto.

Altri esempi:

 BF . Forma trigonale planare. Angolo di 120 gradi. Atomi praticamente sullo stesso piano,

3

gli elementi legati al boro sono sui tre vertici del triangolo che si viene a formare.

 C H (etilene). Il carbonio ha 3 copie stereo attive, forma trigonale planare.

2 4

 CO . Carbonio al centro, lega due atomi di ossigeno con due doppi legami. Ha due

2

coppie stereo attive sigma. Si dispongono con angoli di 180 gradi, si chiama geometria lineare.

ORBITALI IBRIDI

La forma delle molecole può influire anche sulla polarità.

Metano CH . Tetraedrico, 109 gradi, 4 coppie stereo attive. Gli orbitali

4

del carbonio sono S e tre orbitali P. Poiché gli orbitali P hanno ampiezza

di 90 gradi, il carbonio non usa gli orbitali S e P puri, ma ricombina le

funzioni d’onda di S e P e origina gli orbitali ibridi. La loro caratteristica è

quella di risentire della forma e dell’energia degli orbitali di partenza.

Hanno una forma bilobata, ma un lobo è più piccolo e uno più grande.

Indica che la densità elettronica è direzionata (nel più grande è

maggiore). Gli orbitali ibridi consentono una maggiore capacità di

sovrapposizione delle nubi elettroniche. Gli orbitali ibridi possono avere

la disposizione spaziale più idonea a minimizzare le repulsioni tra le

cariche degli elettroni. Infatti nel metano servono 4 orbitali ibridi. Si

parte da 4 orbitali puri. Orbitale S del carbonio +3 orbitali P del carbonio

si ricombinano, si formano 4 orbitali ibridi uguali che vengono disposti

3

lungo i vertici di un tetraedro, si chiamano SP . Gli orbitali si legano con i quattro elementi di H.

=

Etilene C H . Il carbonio ha 3 coppie stereo attive. Anche in questo caso si ricombinano un orbitale S + due

2 4 2

orbitali P. Si formano tre orbitali ibridi SP che sono diretti verso i vertici di un triangolo equilatero con 120

gradi. Al carbonio rimane un orbitale P puro che si trova disposto perpendicolarmente al piano su cui

2 π π

giacciono gli ibridi SP . Il P pure serve a formare il legame . Il legame è sempre puro (formato da orbitali

π

P o D). i due legami dei due atomi di carbonio si legano insieme.

15 11 2010

Anidride carbonica CO2. O=C=O. Il carbonio ha due coppie stereo attive. L’ibrido è SP (due) che legano con

legami sigma all’ossigeno. Al carbonio rimangono due orbitali P puri per formare i due legami pi greco, uno

con un ossigeno, l’altro con l’altro ossigeno.

La presenza di legami eteropolari può contribuire alla polarità della molecola. Perché una molecola sia

polare (cioè distribuzione sbilanciata delle cariche) devono essere presenti legami covalenti eteropolari.Ma

questo non basta: conta molto anche la simmetria della struttura (ad esempio l’acqua è polare mentre la

CO2 è apolare). Nell’anidride carbonica le cariche parziali si annullano per via della disposizione spaziale

della CO2 (geometria lineare). Nell’acqua invece la disposizione è diversa e le cariche parziali non si

annullano. La polarità influisce sulla solubilità in acqua e nei lipidi.

LEGAMI DEBOLI

Legami di natura elettrostatica. Derivano da interazioni elettrostatiche deboli tra molecole, tra singoli atomi

o tra ione e molecola. Il legame ionico è un’interazione elettrostatica molto forte fra ioni perché c’è stato

uno spostamento di un elettrone da un atomo all’altro. Nei legami deboli invece sono perlopiù tra cariche

parziali presenti in una molecola. Sono molto importanti perché determinano molte proprietà fisiche delle

sostanze e concorrono allo stabilizzarsi di determinate strutture delle macromolecole biologiche e perché

intervengono nella realizzazione di complessi sopra molecolari (come membrana citoplasmatica).

 +

Ione- dipolo permanente: si chiama anche legame ipocoordinato. Esempio ione Na e H2O. Lo ione

sodio interagisce con più molecole d’acqua. Le cariche parziali negative dell’acqua (ossigeno) si

-

dispongono verso lo ione, le cariche parziali positive (idrogeno) verso l’esterno. Con lo ione Cl

avverrebbe il contrario. Si costituisce un alone di idratazione e il numero di molecole di acqua che

possono interagire con lo ione è variabile. Potenziale ionico: rapporto fra carica dello ione e raggio.

A parità di carica, più è alto il potenziale ionico, più lo ione è in grado di idratarsi.Lungo i gruppi

dall’alto verso il basso il potenziale ionico diminuisce.Riguarda anche i reticoli cristallini dei Sali.

 Ione- dipolo indotto

 Dipolo permanente– dipolo permanente (legame o ponte a idrogeno). Si ha una molecola con un

atomo molto elettronegativo legato a un atomo di idrogeno. La carica di H è parzialmente positiva

mentre l’altra è parzialmente negativa. La carica parziale positiva di H si lega anche (fa da ponte) a

un altro atomo sempre parzialmente negativa (Y (Δ-)-H(Δ+) --

------Y(Δ-)-H(Δ+) ) il legame fra Y e H è covalente mentre tra

H e l’altra molecola Y è a idrogeno. Il legame a idrogeno si

forma anche fra molecole di acqua. Una molecola di acqua

può formare fino a 4 legami a idrogeno. È un legame fra

molecole. Questo legame è molto importante perché

condiziona le proprietà dell’acqua. L’acqua a temperatura

ambiente dovrebbe essere un gas. Per passare dallo stato

liquido allo stato gassoso si devono spezzare tutti i legami a

idrogeno: si rompono tutti alla temperatura di ebollizione

(100°). La maggior densità dell’acqua è a 4°, anche se

congela a 0°. In questo modo il ghiaccio galleggia sull’acqua.

Si dispongono su linea retta per minimizzare le forze

repulsive tra cariche dello stesso segno. Il reticolo cristallino è a maglie larghe e meno denso

dell’acqua fluida. Gli atomi coinvolti nel legame a idrogeno sono il fluoro, l’ossigeno e l’azoto.

 Dipolo permanente – dipolo indotto.

 Dipolo indotto – dipolo indotto (o forze di dispersione di London). Riguarda delle molecole apolari

che per qualche particolare condizione del sistema, possono assumere delle cariche parziali (dipoli).

Questo legame può essere fatto da gas nobili o da idrocarburi (lunghe catene di C e H apolari

perché la differenza di elettronegatività è minima).

Sono elencate in ordine di energia decrescente. Di solito le forza di Van der Waals sono catalogate come

interazioni dipolo dipolo. Dipolo permanente: è sempre una struttura dipolare in virtù della propria forma

(come molecola di acqua). Dipolo indotto: la struttura di per sé non è polare ma in presenza di condizioni

particolari è indotta a formare un dipolo. Gli idrocarburi sono generalmente apolari, ma può accadere che

in queste molecole si addensino in una porzione gli elettroni, si sbilanciano le cariche e si crea un dipolo ( è

un dipolo temporaneo, dipendono sempre dalle condizioni del sistema).

18 11 2010

ACIDI E BASI

Tre teorie

 Teoria di Arrhenius: utilizzata molto per comportamento acido base delle molecole. Vengono

+

classificati come acidi le sostanze che in soluzione acquosa dissociano ioni H . Esempio: HCl. In

+ - -

acqua dissocia H e Cl . La base invece è una sostanza che in soluzione acquosa dissocia ioni OH .

+ - +

Esempio: NaOH. In acqua dissocia Na e OH . Potrei pensare che NaOH possa dissociare H e non

-

OH . Questo dubbio è chiarito grazie a una proprietà di Na. L’ossigeno prende un elettrone

dall’atomo meno elettronegativo, cioè il sodio. Atomi poco elettronegativi tenderanno a formare

ossidi basici mentre atomo molto elettronegativi tenderanno a formare ossidi acidi. L’ammoniaca

NH ha un comportamento come base, si spiega il perché con la seconda teoria.

3

 Teoria di Bronsted-Lowry: la distinzione tra acido e base viene fatta sulla capacità delle sostanze di

+

donare o acquistare protoni. Per protone si intende H perché ha un solo elettrone e un solo

protone, se H perde un elettrone, rimane un solo protone. Gli acidi vengono definiti come sostanze

+

in grado di donare protoni (H ). La base invece è una sostanza in grado di accettare protoni. In

questa teoria non si fa riferimento al solvente. Il solvente è importante: infatti quando l’ammoniaca

4+ -

è nel solvente acqua abbiamo: NH + H O = NH + OH . L’ammoniaca fa quindi aumentare la

3 2

-

quantità di OH . L’ammoniaca si comporta come base mentre l’acqua si comporta come acido.

- +

Quando si ha CH3COOH (acido acetico). Immerso nell’acqua: CH COOH + H O = CH COO + H O .Gli

3 2 3 3

+

H sono presi dall’acqua. L’acido acetico si comporta come acido mentre l’acqua si comporta come

+

base perché riceve protoni H . Le sostanze come l’acqua sono dette anfotere perché si può

+ -

comportare come base o come acido. H2O = H + OH . Precisazioni della teoria. Una base

+

acquistando un protone si trasforma nel suo acido coniugato. Ad esempioNH4 è l’acido coniugato

+ -

dell’ammoniaca, cioè può tornare a cedere H . OH invece è la base coniugata dell’acqua perché

può acquistare un protone. In questa teoria viene inoltre specificata la forza reciproca tra acido e la

sua base coniugata o tra base e suo acido coniugato. Un acido è tanto più forte tanto più debole è la

sua base coniugata: tanto è più forte una base tanto è più debole il suo acido coniugato. NON è

UGUALE A DIRE: SE L’ACIDO è FORTE ALLORA LA BASE CONIUGATA è DEBOLE O VICEVERSA. La

proporzionalità è indiretta. Se l’acido è mediamente debole, la base coniugata è debole.

 Teoria di Lewis: ci permette di comprendere molte altre sostanze. Si fa riferimento alla struttura

elettronica della molecola. L’acido è la sostanza che possiede almeno un atomo con una lacuna di

doppietto elettronico nel livello di valenza. Se possiede una lacuna di doppietto elettronico,

+

significa che l’acido è un accettore doppietto elettronico. Ad esempio H è un esempio evidente di

un atomo che ha una lacuna di doppietto elettronico, cioè è un acido di Lewis. La base è una

sostanza che contiene almeno un atomo che presenta un doppietto di elettroni disponibile (non

impegnato in legami) nel livello di valenza (donatore di doppietto elettronico). Ad esempio una

-

base di Lewis è l’OH o NH3. Ad esempio BF3 non era classificato secondo le prime due teorie

mentre con quella di Lewis viene classificato come acido di Lewis perché il B ha una lacuna di

doppietto elettronico.

Le reazioni tra acidi e basi vengono chiamate: salificazione, neutralizzazione o reazione acido-base.

Reazione tra acido e base nella teoria di Arrenius:

HCl + NaOH = H2O + NaCl. Acido reagisce con base: si forma acqua e sale

Reazione tra acido e base nella teoria di Bronsted-Lowry

-

NH3 + H2O = NH4 + OH . acido reagisce con base: competizione per un protone tra due basi (in questo caso

-

le basi sono NH3 e OH ).

Reazione tra acido e base nella teoria di Lewis

+

NH3 (base) + H (acido) = comporta di fatto la compartecipazione del doppietto dell’azoto con formazione

legame dativo

Bilanciamento delle reazioni chimiche

Di fatto i reagenti reagiscono con rapporti ponderali ben precisi. Scrivere bene una reazione significa

scriverla in modo bilanciato, cioè rispettando queste proporzioni ponderali. Inoltre scriverla correttamente

significa anche tener conto che il numero di molecole nei reagenti deve essere identica a quella nei

prodotti.

Devono essere rispettate la legge di individualità dell’atomo (non possono spuntare dal nulla altri atomo e il

numero di molecole deve essere uguale) e la legge di conservazione della massa di Lavoisier (la somma

delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti).

(2)H2 + O2 = (2)H2O → i (2) sono i coefficienti stechiometrici, indica il numero di moli di reagenti e di

prodotti nella reazione chimica. Quindi due moli di idrogeno reagiscono con una mole di ossigeno per

formare due moli di acqua. Bilanciare una reazione significa proprio stabilire i rapporti ponderali corretti fra

reagenti e prodotti. Vedremo soprattutto reazioni fra acido e base e quelli di ossido-riduzione.

Bilanciare reazione acido base secondo teoria di Arrenius - +

HCl + NaOH = H2O + NaCl viene fatto sulla valutazione degli OH e degli H in egual numero.

Questa reazione è già bilanciata.

HCl + Mg (OH) (idrossido di magnesio)= H2O + MgCl (il magnesio tende a perdere due elettroni, infatti lo

2 2

++

ione è Mg )

(2)HCl + Mg (OH) = (2)H2O + MgCl

2 2

Esercizio

Ca(OH) + H3PO4 (acido ortofosforico)

2

REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE

Avvengono con trasferimento di elettroni. Significa che nel passaggio da reagente a prodotto ci sono atomi

che acquistano elettroni mentre altri atomi cedono elettroni. Gli atomi che perdono elettroni si

riconoscono perché cambiano il loro numero di ossidazione. Il numero di ossidazione è una delle modalità

con cui si può valutare come un atomo controlla i proprio elettroni. È una sorta di stima della carica che un

atomo ha in un composto. Il numero di ossidazione è quella carica (reale ma molto spesso non lo è) che

viene attribuita a un atomo in una molecola attribuendo la coppia di elettroni di legame all’atomo più

elettronegativo.

H2O. Nell’acqua la coppia condivisa con H viene riconosciuta all’ossigeno che quindi acquista carica -1

mentre H acquista +1. Con l’altro H è uguale (quindi H +1 e O -1). Quindi H2 (1+1=2)O (-1 +-1 = -2). La carica

totale della molecola deve essere uguale a 0.

Esempio: NaCl: Na (+1) Cl (-1). Qui il numero di ossidazione coincide con la carica dell’atomo anche se è

solo una coincidenza. Gli atomi nella loro forma elementare il numero di ossidazione è 0. Ad esempio O2 ha

numero di ossidazione 0.

Esempio di ossido-riduzione

CH4 + O2 = CO2 + H2O + energia.

È una reazione di ossidoriduzione? Vediamo se alcuni atomi cambiano numero di ossidazione.

Il metano ha C=-4 e H=4 →somma 0

Ossigeno = 0

CO ha C = +4 e O=-2(x2)

2

H O = H = +1 (x2) e O = -2 somma 0

2

Vediamo che l’ossigeno è passato da numero ossidazione 0 a numero ossidazione -2, cioè si è ridotto ed ha

acquistato elettroni. Quando il numero di ossidazione diminuisce l’atomo si è ridotto.

O (0) +4elettroni = (2)O (-2)

2

Il carbonio è passato da -4 a +4 cioè si è ossidato cedendo elettroni. Quando il numero di ossidazione

aumenta l’atomo si ossida.

C (-4) = C (+4) + 8elettroni

Per bilanciare bisogna moltiplicare x2 [O2 +4elettroni (0) = (2) O (-2)] dato che hanno solo 4 elettroni contro

8. -

2 O +8 e = 4 O

2 -

C= C +8 e

- -

2 O + 8 e + C = 4 O + 8 e + C CH + (2) O = CO + (2) H O

2 4 2 2 2

L’ossigeno che si è ridotto ha preso elettroni da C (è quindi l’ossidante); il carbonio che si è ossidato ha

ceduto elettroni a O (è quindi il riducente).

CINETICA CHIMICA

La cinetica chimica studia la velocità delle reazioni. La cinetica non è in grado però di rivelare se un

determinato processo avviene spontaneamente o no. Per velocità di una reazione si intende la variazione di

concentrazione di reagenti o prodotti in un certo intervallo di tempo.

V = + o - ΔC/ΔT. Segno (+) se osservo i prodotti, segno(–) se osservo i reagenti. Gli studi di cinetica si fanno

per via sperimentale osservando come varia una o l’altra concentrazione in un tempo definito. Solitamente

l’intervallo di tempo è bene che sia infinitesimo per valutare quella che si chiama velocità istantanea.

22 11 2010

Due modelli teorici

Teoria degli urti efficaci o delle collisioni: prevede che le particelle dei reagenti collidano per dar luogo alla

reazione. In secondo luogo le molecole devono essere opportunamente orientate per favorire le collisioni.

La collisione è efficace solo se le particelle possiedono un’energia superiore o almeno uguale rispetto a un

valore minimo chiamato energia di attivazione. Non tutte le particelle hanno lo stesso valore di energia: se

vogliamo illustrare qual è la distribuzione di energia fra le varie particelle utilizziamo un grafico in cui in

ascissa abbiamo i valori di energia (E) e in ordinata ΔN/N. Ne risulta una curva di gauss. L’area sottesa dalla

curva rappresenta il numero complessivo delle particelle presenti nel sistema. La parte dopo il punto di Ea

(energia di attivazione) ha valore superiore o uguale al valore soglia Ea e può dare inizio la reazione.

Teoria del complesso attivato o dello stato di transizione: analizza con maggior dettaglio gli urti che

avvengono tra le varia particelle. Viene introdotta una specie intermedia (complesso attivato): se noi

analizziamo in un grafico come varia l’energia nel corso della reazione, se supponiamo di partire da un

livello di energia di reagenti, il complesso attivato si trova a un valore di energia superiore rispetto a quello

dei reagenti (energia del complesso attivato). Se tutte le condizioni sono utili per la trasformazione da

reagenti a prodotti, si verifica la reazione (processo esoergonico, è stata emessa energia). La differenza fra

energia di complesso attivato e energia dei reagenti è l’energia di attivazione.

FATTORI CHE INFLUISCONO SULLA VELOCITÀ DI REAZIONE

 LA NATURA DEI REAGENTI: i reagenti influiscono sulla velocità della reazione. È chiaro che i tipi di

legami preesistenti influiscono sulla velocità della reazione.

 LA CONCENTRAZIONE DEI REAGENTI: influisce sulla velocità della reazione. Aumentando la

concentrazione dei reagenti, aumenta il numero di particelle che possono generare urti efficaci.

Questo rapporto fra concentrazione e velocità della reazione è espresso da equazioni matematiche

dette equazioni di velocità. Esempio. Alcune moli di un reagente reagiscono con altri moli di un

altro reagente per formare i prodotti. La velocità della reazione è proporzionale tramite K =

costante cinetica alle concentrazioni dei reagenti.

a b

V = k [A] [B] . non è detto che gli esponenti coincidano con i coefficienti stechiometrici perché

molte reazioni chimiche sono reazioni molto complesse e non avvengono in un solo stadio: molto

spesso le reazioni sono processi dati da un insieme di reazioni che avvengono una dietro l’altra.

Queste reazioni sono reazioni a catena. In ogni singolo stadio di queste reazioni (chiamate reazioni

elementari) si formano prodotti intermedi che reagiscono fra loro. Distinzione fra ordine e

molecolarità.La molecolarità è data dalla somma dei coefficienti stechiometrici che compaiono

nella reazione chimica (indica il numero di moli complessive dei reagenti). L’ordine di reazione è

dato dalla somma degli esponenti delle concentrazioni che compaiono nelle equazioni di velocità.

L’ordine e la molecolarità spesso non coincidono. L’ordine dipende dalla concentrazione dei

reagenti che effettivamente influiscono sulla velocità della reazione. In uno stadio elementare

l’ordine e la molecolarità coincidono. Se una reazione elementare è particolarmente difficile da

attuarsi, allora è quella reazione che influisce sulla velocità della reazione e anche sull’ordine. Se un

processo ha molecolarità 3 ma una reazione successiva è complessa e lenta e ha ordine 1, allora

tutta la reazione avrà ordine 1 e sarà una reazione di primo ordine. Se l’ordine non coincide con la

molarità, si sa già che la reazione non avverrà in un singolo stadio.

A + 2B = P

B = X v = K [B] reazione di primo ordine

X + A = Y v = K [X] [A] reazione di secondo ordine

Y + B = Prodotti

Reazioni di ordine 0: l’esponente a cui elevata la concentrazione del reagente è 0. La reazione

diventa v = k cioè la velocità è costante enon dipende dalla concentrazione del reagente. Questo

caso si verifica ad esempio quando la concentrazione di un reagente è talmente elevata che una

sua variazione è trascurabile. K= costante cinetica.

Reazione di primo ordine

La velocità è direttamente proporzionale alla concentrazione molare di un reagente (elevata alla 1)


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DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea magistrale in medicina veterinaria (ordinamento U.E. - a ciclo unico) (magistrale europea)
SSD:
Università: Bologna - Unibo
A.A.: 2013-2014

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher indieniko di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica generale e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Bologna - Unibo o del prof Trombetti Fabiana.

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