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1. Dagli elementi alle sostanze Un percorso avventuroso per comprendere quali sono i principi che determinano le proprietà chimico-fisiche delle sostanze Prof. PANARONI ALESSANDRO ITIS E. MATTEI - URBINO clicca qui per tornare indietro clicca qui per andare avanti

2. Comprensione delle proprietà macroscopiche • Le proprietà macroscopiche delle sostanze che ci circondano dipendono strettamente da come interagiscono gli atomi che le costituiscono, ovvero dai tipi di legame che essi formano • Studiando i legami sarà possibile risalire, in prima approssimazione, a polarità/solubilità, stato fisico, conducibilità elettrica, durezza, cristallinità allo stato solido • Possiamo raggruppare le sostanze che ci circondano in base ai legami che formano e alle loro proprietà

3. Le tipologie di sostanze • Sostanze Metalliche;Fe, Ag, Cu, leghe… • Sostanze Reticolari;grafite, diamante, quarzo… • Sostanze Ioniche;NaCl, KNO3 • Sostanze Molecolari;H2, O2 , H2O , CO2 , C6H12O6

4. Sostanze metalliche CARATTERISTICHE • Atomi legati con Legame Metallico • Metalli e leghe metalliche • Impariamo quindi a distinguere tra Li (che forma il L. Metallico) e Li+, Al (che forma il L. Metallico) ed Al3+, Fe (che forma il L. Metallico) e Fe2+ o Fe3+ ecc…

5. Sostanze metalliche Proprietà: • Temperature di fusione e ebollizione generalmente elevate (solidi a T ambiente) • Se solidi possiedono strutture cristalline • Hanno una conducibilità elettrica e termica alta • Sono duttili e malleabili • Possiedono una caratteristica lucentezza (alto potere riflettente) • Insolubili in acqua e in altri solventi

6. Sostanze metalliche Modello del legame metallico • “Mare” di elettroni di valenza, molto mobili e delocalizzati • Cationi disposti secondo un reticolo ordinato Modello semplificato di reticolo metallico, (ioni positivi immersi in un “mare di elettroni” dotati di discreta mobilità)

7. Sostanze metalliche Proprietà, SPIEGAZIONI: • Tfus elevate: dovute alla forza elevata del legame • Cristalli: dovuti all’ordine con cui si dispongono gli ioni positivi • Conducibilità elettrica alta: gli elettroni possono muoversi facilmente • Sono duttili e malleabili (vedi figura)

8. Sostanze reticolari CARATTERISTICHE • atomi legati tramite legami di natura covalente • nel cristallo non sono individuabili singole molecole (il cristallo può essere visto come un’unica macromolecola) • L’energia dei legami nei cristalli covalenti è molto elevata • Es diamante, duro e altofondente (4100 °C), con densità 3,51 g/cm3 • Il carburo di silicio (SiC, carborundum), quarzo… hanno una struttura simile a quella del diamante

9. Sostanze reticolari

10. Sostanze reticolari Proprietà • Solidi cristallini • Tfusione e Tebollizione molto alte • Tfusione quarzo: 1710°C, Tfusione diamante: 3500°C • Elevata durezza: Diamante=10 (valore max) • Insolubili nei diversi solventi • Non conducono l’elettricità

11. Sostanze ioniche CARATTERISTICHE • ioni positivi e negativi legati da un legame ionico (forza di coulomb) • Formate da ioni di elementi metallici e non metallici • Es. • Sali = NaCl; K2SO4; KNO3 • Idrossidi alcalini = NaOH; Ca(OH)2

12. Sostanze ioniche Proprietà:􀂾 • solidi cristallini con alte temperature di fusione; • generalmente ben solubili in acqua, insolubili in solventi apolari; • isolanti allo stato solido; conduttori allo stato fuso o in soluzione acquosa; • duri, fragili

13. Sostanze ioniche

14. Sostanze molecolari CARATTERISTICHE • Caratterizzati dalla presenza di molecole (unità discrete formate da 2 o più atomi legati fra loro) Molecole di acqua: i legami interni al cerchio rosso sono DIVERSI dai legami che uniscono due molecole fra loro (esterni al cerchio rosso)

15. Sostanze molecolari CARATTERISTICHE • Due tipi di legame: • Interno alla molecola  legame covalente • Fra le molecole  diversi tipi di legame (idrogeno, di Van der Waals, di london…) • Questo porta ad una variabilità massima delle proprietà chimico fisiche: Non possiamo definire le proprieta’ solo in base al tipo di sostanza, come fatto nei casi precedenti

16. IL LEGAME CHIMICO

17. Il legame chimico • Come già accennato per comprendere le proprietà delle sostanze dobbiamo esaminare il legame che tiene uniti gli atomi; dobbiamo quindi capire cosa è il legame chimico • Il legame chimico è una forza di natura elettrostatica che tiene uniti più atomi in una molecola o in un cristallo (legame principale) o più molecole in fra loro (legami secondario, o intermolecolare).

18. Il legame chimico • Per indicare che due atomi sono legati, si interpone un trattino fra i loro simboli (C-C, H-H, legame covalente) oppure si indicano le cariche elettriche dei rispettivi ioni (Na+Cl-, legame ionico). • Gli atomi formano legami chimici per raggiungere una configurazione elettronica più stabile, generalmente la configurazione elettronica del gas nobile più vicino, quindi l’ottetto. I gas nobili, che già hanno raggiunto l’ottetto, non formano, in condizioni normali, legami chimici.

19. Legame chimico ed energia Distanza molto elevata; gli atomi sono separati; Situazione (a); Energia del sistema = 0 • La formazione di legami chimici crea una situazione di maggiore stabilità: l’energia totale del sistema b, (atomi legati) è minore dell’energia totale del sistema costituito dai due atomi separati a Distanza di legame; gli atomi sono uniti da un legame; Situazione (b); Il sistema ha raggiunto un minimo di energia

20. Legame chimico ed energia • Quando si forma un legame si libera una certa quantità di energia; • Se si vuole rompere questo legame la stessa quantità di energia deve essere fornita alla molecola. (nel caso a fianco, 436 kJ/mol) • È detta energia di legame la quantità di energia necessaria per rompere il legame e portare gli atomi a distanza infinita. Si misura in KJ. mol-1.

21. = Atomo di idrogeno (H) molecola dell’idrogeno H – H = Atomo di idrogeno (H) = Atomo di carbonio (C) Legame chimico In una molecola costituita da due atomi (molecole biatomica) es. H2, un solo legame è sufficiente a tenere insieme i due atomi. Nelle molecole con più atomi (molecole poliatomiche) il numero di legami è maggiore. Es, in C2H6, ci sono sette legami: uno fra i due atomi di Carbonio e sei fra gli atomi di Carbonio e Idrogeno. Molecola dell’etano

22. Legame chimico CLASSIFICAZIONE • LEGAME PRINCIPALE (Lega atomi fra loro): E legame ≈ 450 kJ/mol • METALLICO (presente nelle sostanze metalliche) • IONICO (presente nelle sostanze ioniche) • COVALENTE (presente nelle sostanze molecolari e reticolari) • LEGAME SECONDARIO (Lega molecole fra di loro, presente solo nelle sostanze molecolari): E legame ≈ 0,5 ÷ 30 kJ/mol • PONTE IDROGENO • DIPOLO-DIPOLO • FORZE DI LONDON

23. Legame principale • Il legame chimico principale consiste nello scambio o nella condivisione di elettroni provenienti dai diversi atomi coinvolti nel legame • Questi elettroni possono essere delocalizzati sull’intero cristallo (legame metallico), localizzati negli orbitali atomici (legame ionico) o infine, localizzati negli orbitali molecolari (sovrapposizione degli orbitali atomici, legame covalente) I due orbitali atomici si sovrappongono: L’orbitale molecolare descrive l’elevata probabilità di trovare gli elettroni di legame fra i due nuclei

24. L’orbitale molecolare • L’orbitale molecolare può essere: • simmetrico se gli atomi coinvolti nel legame attirano nello stesso modo gli elettroni di legame • asimmetrico quando uno dei due atomi ha una capacità maggiore di attirare gli elettroni

25. L’elettronegatività • La tendenza ad attrarre gli elettroni di legame da parte di un atomo si chiama ELETTRONEGATIVITA’ • L’elettronegatività (En) è un numero puro relativo che varia da 0,7 a 4,0 secondo l’andamento descritto sotto

26. L’elettronegatività e il tipo di legame • Quando i due atomi che formano il legame hanno la stessa elettronegatività l’orbitale molecolare che si forma sarà simmetrico; più aumenta la loro differenza di En più aumenterà l’asimmetria dell’orbitale molecolare; • Quando la ∆En (differenza di elettronegatività) supera un certo valore gli elettroni non sono più condivisi ma vengono completamente presi da un atomo e persi dall’altro. (legame ionico)

27. ∆En 0 0,4 1,9 3,3 – + L’elettronegatività e il tipo di legame • Per determinare se il legame in esame sia un legame ionico o covalente si valuterà dunque la ∆En Legame covalente apolare o puro Legame covalente polare Legame ionico

28. L’elettronegatività e il tipo di legame

29. LEGAME IONICOquando ∆En≥1,9

30. Legame Ionico • Si forma fra atomi con una forte differenza di elettronegatività (superiore a 1,89) • Ha un’energia di legame di circa 450 KJ/mol • Il legame ionico è presente nei Sali, composti contenenti contemporaneamente metalli e non-metalli • quando un metallo e un non metallo si avvicinano gli elettroni del livello più esterno dell’atomo meno elettronegativo (metallo) passano all’atomo più elettronegativo (n-metallo) • si formano ioni positivi (cationi, M+) e ioni negativi (anioni, nonM-) che si attraggono elettrostaticamente. • il legame che si forma ha una polarità elevata (grande separazione fra la carica positiva e negativa)

31. Legame Ionico Clorurodi Sodio (NaCl). Na ha un solo elettrone esterno; la sua elettronegatività è 0.93, un valore basso. Cl ha sette elettroni esterni; la sua elettronegatività è 3.16, un valore alto. ∆En = 3.16 – 0.93 = 2.23 > 1.89 Si forma un legame ionico e l’elettrone dell’atomo di sodio passa a quello di cloro. 1 –L’atomo di sodio perde il suo elettrone esterno e diventa uno ione positivo 2 –L’atomo di cloro acquista l’elettrone perduto dal cloro e diventa ione negativo 3 –I due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e restano uniti

32. Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl) Legame Ionico 1 – L’atomo di sodio perde il suo elettrone esterno e diventa uno ione positivo. = Atomo di sodio (Na) NaNa+ + e-

33. Cl + e- Cl- Legame Ionico Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl) 2 – L’atomo di cloro acquista l’elettrone perduto dal cloro e diventa ione negativo. = Atomo di cloro (Cl)

34. Legame Ionico Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl) 3 – I due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e restano uniti. = Atomo di sodio (Na) = Atomo di cloro (Cl)

35. Legame Ionico • FORMAZIONE IONI POLIATOMICI • Na+, Cl-, Ca2+, … sono ioni formati da un solo atomo; • Esistono anche ioni poliatomici, cioè raggruppamenti di atomi con una o più cariche elettriche diffuse su tutto il gruppo. Es. nitrato (NO3-), solfato (SO42-), ammonio (NH4+). • Anche questi ioni possono dare composti ionici; • Es. ioni calcio e ioni nitrato: Ca(NO3)2, ovvero Ca2+, (NO3-), (NO3-), dove occorrono due ioni nitrato per bilanciare le due cariche positive dello ione calcio.

36. Legame Ionico CARATTERISTICHE DELLE SOSTANZE IONICHE • QUANDO LA FORMULA CONTIENE UN LEGAME IONICO LA SOSTANZA È IONICA • Sono tutti solidi cristallini a temperatura ambiente. (regolarità della disposizione delle particelle) • Hanno in genere punti di fusione elevati. (presenza di interazioni forti fra gli ioni) • sono fragili

37. Legame Ionico Solubilitàin acqua • generalmente solubili in acqua e insolubili in solventi apolari; • la solubilità è spiegabile grazie alla capacità dell’acqua di creare legami con gli ioni (gli ioni vengono solvatati, circondati da molecole di acqua e portati in soluzione)

38. elettrodo positivo (+) elettrodo negativo (-) + + + + + + + + + Legame Ionico Conducibilità elettrica • non conducono elettricità allo stato solido; • conducono se fuse o in soluzione; nel solido non ci sono particelle cariche che possano muoversi al contrario del secondo caso

39. LEGAME COVALENTEquando ∆En<1,9

40. Legame Covalente • Quando si incontrano due atomi la cui differenza nella capacità di attirare elettroni non sia spiccata (∆En < 1,9) nessuno dei due atomi è in grado di strappare elettroni all’altro, e quindi non riescono a formare un legame ionico; • I due atomi formano un altro tipo di legame in cui gli elettroni vengono messi in comune la cui energia si aggira intorno alle 450 kJ/mol: il legame covalente

41. Legame Covalente • Gli elettroni di legame all’origine si trovano in un orbitale atomico . Quando i due atomi si avvicinano a sufficienza, avviene una parziale sovrapposizione dei due orbitaliche si compenetrano formando un ORBITALE MOLECOLARE. • Gli elettroni di legame si troveranno in questi orbitali e apparterranno contemporaneamente ai due atomi.

42. Legame Covalente CLASSIFICAZIONE DEI TIPI DI L. COVALENTE • In base alla polarità (separazione della carica): • Puro (omeopolare o apolare) se ∆En ≤ 0,4 • Polare (eteropolare) quando 0,4<∆En<1,9 • In base all’ordine di legame (numero di elettroni coinvolti): • Semplice (1 coppia elettronica forma il legame) • Doppio (2 coppie elettroniche formano il legame) • Triplo (3 coppie elettroniche formano il legame) • In base al tipo di sovrapposizione degli orbitali: • σ (quando la sovrapposizione degli orbitali è frontale) • π (quando la sovrapposizione degli orbitali è laterale) • In base alla provenienza degli elettroni: • Normale (gli elettroni di legame provengono da entrambi gli atomi) • Di coordinazione (o dativo) (gli elettroni di legame provengono da uno solo dei due atomi coinvolti nel legame)

43. IL LEGAME COVALENTE PURO

44. Legame Covalente Puro • ∆En ≤ 0,4 • distribuzione simmetrica della nube elettronica • Esempi sono il legame H-H, Cl-Cl, C-H • la polarità (separazione fra la carica positiva e negativa) di questi legami è trascurabile la media della carica positiva è localizzata al centro fra i due nuclei la media della carica negativa è localizzata sempre al centro perché l’orbitale è simmetrico la carica media (+) e (-) sono sovrapposte o molto vicine: la molecola è APOLARE

45. Legame Covalente Puro IL LEGAME NELLA MOLECOLA DI IDROGENO H2 • H ha solo 1 elettrone esterno. • H si lega per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino • Questo è l’elio (He), che ha due elettroni nel livello più esterno. • Se due atomi di idrogeno mettono in comune i loro elettroni, ognuno di essi avrà due elettroni, sia pure in comune con l’altro atomo. H H H H

46. IL LEGAME COVALENTE POLARE

47. Legame Covalente Polare • ∆En è un valore intermedio fra quello del legame apolare e quello del legame ionico (0,4< ∆En <1,9) • distribuzione asimmetrica della nube elettronica (spostata verso l’atomo più elettronegativo) • Esempi sono il legame O-H, Fe-Cl, C-N… • la polarità (separazione fra la carica positiva e negativa) di questi legami è intermedia fra quella del legame ionico e quella del legame c. puro. la media della carica negativa è localizzata più vicino all’atomo più elettronegativo la media della carica positiva è localizzata al centro fra i due nuclei si ha una separazione di carica proporzionale alla ∆En; il legame è polare

48. Cl Legame Covalente Polare • LEGAME NELLA MOLECOLA DI CLORURO DI IDROGENO (HCl) • H ha 1 elettrone esterno e Cl 7 elettroni; con 1 legame entrambi raggiungono la configurazione elettronica stabile. • Quando i due atomi si avvicinano, l’orbitale di H e l’orbitale di Cl si sovrappongono e i due elettroni vengono messi in comune. • Cl, essendo più elettronegativo di H, attira i due elettroni di legame più fortemente; • Cl viene ad avere una parziale carica negativa, mentre H una parziale carica positiva H H Cl

49. δ+ δ+ δ- δ- Legame Covalente PolareRAPPRESENTAZIONE DEL LEGAME POLARE • Il legame quindi genera un dipolo elettrico, ovvero una entità che ha cariche di segno opposto separate da una certa distanza. • Il dipolo elettrico si rappresenta con una grandezza vettoriale chiamata momento dipolare • il momento dipolare viene evidenziato da un vettore con: • Intensità: proporzionale alla ∆En • Direzione: parallela al legame • Verso: dall’atomo meno elettronegativo a quello più elettronegtativo • La carica parziale è indicata con δ(delta) posto davanti al segno della carica. • Es: δ+ δ- δ- δ+ I vettori sono orientati nella direzione del legame e nel verso δ+δ-. L’intensità è proporzionale alla ∆En (più lungo in O-H, meno in H-Cl e più corto in H-Br)

50. IL LEGAME COVALENTE MULTIPLO