Numero di ossidazione

1. Numero di ossidazione Il numero di ossidazione è una carica positiva o negativa attribuita formalmente a ciascun atomo in un composto. Si calcola dal numero di elettroni in meno o in piu’ rispetto all’atomo neutro, attribuendo gli elettroni di legame all’atomo piu’ elettronegativo. Quindi… Tutte le sostanze elementari hanno n.o. = 0 Ca2+ ha n.o. +2 perche’ ha perso due elettroni rispetto all’atomo neutro

2. Numero di ossidazione Molecole: HCl, NH3, CO, SiH4, HNO3 Formula di struttura Sali: Na2CO3, K2CrO4, NH4Cl, NaCl Il n.o. dello ione mononegativo corrisponde alla sua carica, mentre i n.o. degli elementi dello ione poliatomico si calcola come la formula di struttura. Come per la carica formale la somma algebrica dei numeri di ox degli elementi in un composto fa zero se il composto è neutro ed è uguale alla carica dello ione negli ioni poliatomici Ma….non dipende dalla formula di risonanza…

3. I numeri di ox si ricavano dalle formule minime Ossigeno e idrogeno hanno quasi sempre, con poche eccezioni, numeri di ossidazione fissi uguali a -2 e +1, rispettivamente. Quindi HClO, Cl2O, CO32-, Cr2O72- ma attenzione non sempre!!!! Es. H2O2 e idruri

4. -1 -1

5. Metalli di transizione e Composto di coordinazione • Gli elementi di transizione sono caratterizzati dal parziale riempimento degli orbitali d di uno strato n e dal riempimento, spesso completo, dell’orbitale s dello strato successivo caratterizzato dal numero quantico n+1 • Nella formazione di legami covalenti questi composti hanno a disposizione sia gli orbitali dello strato n+1 (s, p, d), che gli orbitali nd. • Come conseguenza essi potrebbero dare luogo ad un numero molto elevato di legami s • In realtà tale numero di legami s è limitato dalla repulsione sterica fra gli atomi legati al metallo di transizione che è l’atomo centrale più che dal numero di orbitali a disposizione.

6. Composto di coordinazione Il metallo mette a disposizione orbitali vuoti Il legante mette a disposizione una coppia elettronica e un orbitale Sono legami molto polari, e la polarizzazione è diretta verso l’atomo che mette in compartecipazione la coppia elettronica = atomo donatore Il numero di atomi donatori a cui è legato l’atomo centrale si chiama numero di coordinazione

7. Complessi o composti di coordinazione Es. M(NH3)62+ M = Cr2+, Mn2+, Fe2+, Co2+, Ni2+,Cu2+, Zn2+ N è l’atomo donatore NH3 è il legante Il numero di leganti è sempre 6 pur avendo orbitali d che via via si riempiono da Cr allo Zn Quindi il numero di legami è determinato dalla repulsione sterica tra i leganti e non dal numero di orbitali disponibili perche’ sono tanti!

8. I composti di coordinazione Si è definito composto di coordinazione un composto in cui l'atomo centrale forma un numero di legami maggiore del suo numero di ossidazione quando esso sia maggiore o uguale a 0. Negli ioni metallici complessati con leganti il n.o. è uguale alla sua carica, es. M(NH3)62+ Anche composti non contenenti metalli di transizione possono essere considerati complessi, Es. BF4-,PCl6-,SiF6-

9. Esempi di leganti: Monodentati Bidentati, Anelllo chelato a 5 o 6 atomi

10. Anello chelato

11. Porfirina: tetradentato con 4 anelli chelati a 6 atomi Emoglobina M = Fe2+ Clorofilla M = Mg2+

12. Numero di coordinazione: da cosa dipende? • Non dalla configurazione elettronica esterna • Dalla carica (Es. PtCl62- e PtCl42-) e dimensioni dell’atomo centrale • Dalle dimensioni dei leganti • Dalla carica dei leganti molecole neutre e piccole es NH3 e H2O danno numero di coordinazione 6, gli ioni Cl-, Br-, I- piu’ grandi e carichi danno numero di coordinazione +4

13. Numero di coordinazione: Nella I serie di transizione il numero di coordinazione 6 è frequente per ioni metallici +2 e +3, e il numero di coordinazione 4 è presente per gli ioni metallici +2 Numero di coordinazione 2 è presente negli ioni metallici +1

14. Geometrie dei complessi Per i metalli di transizione ci si riferisce sempre a composti del tipo AX2, AX3, AX4, AX5, AX6 . Gli elettoni di non legame che eventualmente occupano gli orbitali d non si contano nel meccanismo delle repulsioni elettroniche della VSEPR. La disposizione spaziale degli atomi donatori intorno al metallo è tale da rendere minima l’energia di repulsione tra le coppie di legame, quindi: Ag(NH3)+,Ag(CN)2- CuBr32- M(NH3)6n+ M(H2O)6n+ n = +2 e +3 M = metalli I serie di transizione

15. Geometrie dei complessi Più comune

16. Isomeria Si parla isomeria quando ho composti con stessa formula molecolare ma diversa formula di struttura • Isomeria strutturale • Isomeria geometrica (diastereoisomeria) • Isomeria ottica

17. Isomeria strutturale Es. CrCl3 6H2O

18. Isomeria geometrica (diastereoisomeria)

19. Isomeria ottica Le due molecole speculari si dicono enantiomeri o isomeri ottici e sono molecole chirali

20. Isomeria ottica: diasteroisomeri Molecole che contengono due o più centri asimmetrici che differiscono per uno o più (ma non tutti) i centri asimmetrici sono diasteroisomeri. I diasteroisomeri, a differenza degli enantiomeri, hanno proprietà chimiche e fisiche diverse