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SIMBOLISMO DI LEWIS PER GLIELEMENTI
GILBERT N. LEWIS
Nonmetal element Periodic group Valence electrons Lewis dot structure
H I 1 H
C IV 4 C
N V 5 N
O VI 6 O
F VII 7 F
... ..
. .. . .
...
...
.......
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LEGAME IONICO
catione anione
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cariche degli ioni
q1 q2
r2D F =
costante dielettrica
del mezzodistanza fra i due nuclei
forza di Coulomb
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Li +
F
CELLA ELEMENTARE NEL CRISTALLO DI LiF
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IL RAPPORTO TRA IONI POSITIVI E NEGATIVI VASEMPRE SCELTO IN MODO TALE CHE LE CARICHE
POSITIVE SIANO UGUALI A QUELLE NEGA
TIVE. ILCOMPOSTO DEVE ESSERE ELETTRICAMENTENEUTRO
PER SCRIVERE LA FORMULA DI UN COMPOSTO IONICO
LO IONE POSITIVO (metallo) PRECEDE SEMPREQUELLO NEGATIVO (non metallo)
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Li(s)
+ ½ F2(g)
LiF(s)
Gli stadi 1, 2, 3 richiedono energia per 180,3 kcal
Gli stadi 4, 5 liberano energia per 321,2 kcal
Variazione energetica netta: −140,9 Kcal
1 Li(s) Li(g) + 37,1 Kcal
2 Li(g)
Li+(g)
+ e− + 124,3
3 ½ F2(g)
F(g)
+ 18,9
4 F(g) + e − F −(g) −78,4
5 Li+(g)
+ F −(g)
LiF(s)
−242,8
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LEGAME COVALENTE
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PER DETERMINARE LA STRUTTURA DI LEWIS DI UNA MOLECOLA ODI UNO IONE, NOTA LA DISPOSIZIONE DEGLI ATOMI
Sommare gli elettroni di valenza di ciascun atomo. Se la specie èuno ione aggiungere un elettrone per ogni carica negativa osottrarne uno per ogni carica positiva
Collegare gli atomi periferici a quello centrale mediante undoppietto di elettroni
Completare l’ottetto degli atomi periferici mediante doppietti dielettroni
Disporre sotto forma di doppietti sull’atomo centrale, gli elettroniresidui
Se l’atomo centrale non completa il suo ottetto, formare legamimultipli in modo tale che tutti gli atomi abbiano intorno a se otto
elettroni
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H2,1Li1,0Na1,0K 0,9R b0,
9Cs0,8Fr0,
8
B
e1,5Mg1,2C
a1,0Sr1,
0Ba1,0R a1,
0
B2,0Al1,5S
c1,3
Ac1,
1
Ti1,4
V1,5
C
r1,6
M
n1,6
F
e1,7
C
o1,7
Ni1,8
C
u1,8
Z
n1,6
G
a1,7In1,6
Tl1,6
C2,5Si1,8G
e1,9Sn1,
8Pb1,7
N3,0P2,1A
s2,1Sb1,
9Bi1,8
O3,5S2,5S
e2,4Te2,
1Po1,9
F4,0Cl3,0B
r2,8I2,5At2,1
Y1,2
Zr1,3
Nb1,5
Mo1,6
Tc1,7
R u1,8
R h1,8
Pd1,8
Ag1,6
Cd1,6L
a1,1
H
f 1,3
T
a1,4
W1,5
R
e1,7
O
s1,9
Ir1,9
Pt1,8
A
u1,9
H
g1,7
SCALA DELLA ELETTRONEGATIVITA’SECONDO PAULING
Elemento piùelettronegativo
Elementi menoelettronegativi
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SCALA AGGIORNATA DELLA ELETTRONEGATIVITA’SECONDO PAULING
Nel riquadro: Periodo massimo locale di
Elettronegatività. Non rispetta la periodicità.
1 2 3 4 5 6 7 8 9
1
2
3
4
5
6
7
10 11 12 13 14 15 16 17 18
Poco elettronegativo Molto elettronegativo
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μ = Q r
δ+
HCl
δ-
r
UN DIPOLO VIENE DEFINITO QUANTITATIVAMENTE DALMOMENTO DIPOLARE
Una molecola con momento dipolare diverso da zero
è polare
μ= momento dipolare
Q = =
r = lunghezza di legame
δ+ δ-
Spostamento dellanuvola elettronicadi legame verso il
cloro
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POLARITA’ DI LEGAME
Legame covalente(omopolare)
Legame covalente polarizzato
Legame ionico
H H H F Li+F-
δ+ δ-
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SULLA CLASSIFICAZIONE DEI COMPOSTI INORGANICI
OSSIDI metallo + ossigeno (composti binari)
( poiché l’ossigeno è molto più elettronegativo delmetallo, sono composti ionici e quindi solidi a temperatura
ambiente)
ANIDRIDI non metallo + ossigeno (composti binari)
( poiché la differenza di elettronegatività è sempre
piccola , sono composti covalenti più o meno polari e quindi, a
temperatura ambiente, possono essere solidi, liquidi o
gassosi)
IDROSSIDI metallo + gruppo ossidrile (composti ternari)
( sono composti ionici e quindi solidi a temperatura
ambiente)
solo nellanomenclaturatradizionale
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SULLA CLASSIFICAZIONE DEI COMPOSTI INORGANICI
SALINI: idrogeno + metallo
IDRURI COVALENTI: idrogeno + semimetallo o non metallo
IDRACIDI: idrogeno + non metallo(composti covalenti polari, gassosi a
temperatura ambiente, tranne HF che è liquido)
OSSIACIDI idrogeno + non metallo + ossigeno (acidi ternari)
(composti covalenti polari, solidi o liquidi atemperatura ambiente)
SALI BINARI : metallo + non metallo
(composti ionici che derivano dalla reazione tra acidi SALIbinari ed idrossidi)
SALI TERNARI : metallo + non metallo + ossigeno(composti ionici che derivano dalla reazione tra acidi
ternari ed idrossidi)
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+1
……..
Na
+2
Mg
+3
……..
Al
+2 +4
.. -4..
Si
+3+5
...-3…
P
+2 +4+6
-2
S
+1 +3+5 +7
-1
Cl……..
Ar
+1……..
Li
+2……..
Be
+3……..
B
da -4a
+4
C
+1 +2+3 +4+5 -3
N
-1 /2-1-2
O
-1……..
F……..
Ne
….....+1-1
H
……....
He
+1……..
K
+2……..
Ca……..
Sc……..
Ti……..
V
+2+3
..+6...
Cr
+2 +3+4 +6
+7
M
n
+2+3
……..
Fe
+2+3
……..
Co
+2+3
……..
Ni
+1+2
……..
Cu
+2……..
Zn
+3
G
a
+4-4
G
e
+3+5
.. -3…
As
+4+6
…-2.
Se
+1+5 +7
-1
Br……..
Kr
+1……..
Rb
+2……..
Sr
……..
Y……..
Zr……..
Nb Mo
……..
Tc R u
……..
Rh
+2+4
……..
Pd
+1……..
Ag
+2……..
Cd
+3……..
In
+2 +4
Sn
+3+5
..-3…
Sb
+4+6
.. -2.
Te
+1+5 +7
-1
I……..
Xe
+1……..
Cs
+2……..
Ba……..
La ….……..
….……..
.…….. ……..
+2 +4
……..
Pt
+1+3
……..
Au
+1+2
……..
Hg
+3+1
……..
Ti
+2 +4
P
+3……..
Bi
+2……..
Po
-1……..
At
……..
Rd
I NUMERI DI OSSIDAZIONE1IA
2II
A
13III
A
14IV
A
15V
A
16VI
A
17VII
A
180
3IIIB
4IVB
5VB
6VIB
7VIIB
11IB
12IIB
8 9 10VIII
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SULLA NOMENCLATURA DEI COMPOSTI INORGANICI
➢COMUNE
➢TRADIZIONALE o CORRENTE
➢SECONDO Alfred STOCK
➢SISTEMATICA o IUPAC
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I
II
III
IV
V
180°
120°
109,5°
90°
120°
90°
GEOMETRIE MOLECOLARI
LINEARE
PLANARETRIANGOLARE
TETRAEDRICA
TRIGONALE
BIPIRAMIDALE
OTTAEDRICA
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A: :
A
:
: :
A
:
: : :
: :
A
:
: :
:
ELECTRON PAIRS GEOMETRIC ARRANGEMENT
2
3
4
5
6
Lineare
Trigonale planare
Tetraedrica
Trigonale bipiramidale
Ottaedrica
:
A :: : :
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TYPE
AX3
AX2E
EXAMPLE
BCl3
SO2
DESCRIPTION
Planar triangular
Nonlinear angularbent
STRUCTURE
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TYPE
AX4
AX3E
AX2E
2
EXAMPLE
CH4
NH3
H2O
DESCRIPTION
Tetrahedral
Pyramidal
Nonlinear
STRUCTURE
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TYPE
AX5
AX4E
AX3E
2
AX2E
3
EXAMPLE
PCl5
TeCl4
ClF3
I3-
DESCRIPTION
Trigonal bipyramidal
Distorted tetrahedral
T-shaped
Linear
STRUCTURE
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TYPE
AX6
AX5E
AX4E
2
EXAMPLE
SF6
IF5
ICl4
-
DESCRIPTION
Octahedral
Squarepyramidal
Squareplanar
STRUCTURE
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tetraedrica
triangolare
ripiegata
LA TEORIA VSEPR SPIEGA LA GEOMETRIA DI PARTI DIMOLECOLE COMPLESSE
C2H
4O
2 Acido acetico
H
C
O
H HC
O
C
H
H
O
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A u m e
n t o d e l l ’ e n e r g i a
3s
2s
1s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
3d
4d
5d
6d5f
4f
LA COMBINAZIONE LINEAREDEGLI ORBITALI ATOMICIRICHIEDE
➢
che non vi sia grandedifferenza energetica fra gliorbitali da combinare
➢ che si verifichi ilricoprimento massimo conorbitali di atomi vicini.
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IL NUMERO DEGLI ORBITALI IBRIDI È UGUALE AL NUMERO DEGLIORBITALI ATOMICI DA CUI DERIVANO:
L’IBRIDAZIONE CAMBIA L’ENERGIA, LA FORMA E LE PROPRIETÀDIREZIONALI DEGLI ORBITALI ATOMICI , MA NON IL LORO NUMERO.
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ORBITALI DELL’IDROGENO: ORBITALI s (l=0)
(π a03) 1/2
e- r/2a0
2π a03
1 ( )ψ2s
= 4
12 r
a0
1/2 ( )-
e- r/
2π a03
1ψ
2s = 4
1 2 r a
0
1/2-
Risolvendo l’equazione d’onda, si ottengono, per gli orbitali s, funzioni ψ in cui noncompaiono le coordinate angolari, ma solo r (Y=(θ,Φ)=1/ V 4π ). Ciò determina la simmetriasferica della densità elettronica: ψ è funzione solo di r.
Il fattore 2- r/a0 controlla il segno della funzione: per valori piccoli di r, r/a
0 <2 e la Ψ
è positiva, ma per valori maggiori, r/a0>2 e la Ψ è negativa. Ad r=2a
0, il fattore
preesponenziale è zero (nodo radiale ).
2a0
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ORBITALI DELL’IDROGENO: ORBITALE 2p (l = 1)
ψ p è funzione sia della coordinata radiale sia di quelle angolari. I segni algebrici indicano
che la funzione cambia segno quando attraversa il piano nodale.
+
_
z
x
y
24a0
32ψ2pz = 1
r/a0
-
r
a0e 34π cos θ
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sp sp
Sezione di un ibrido sp
IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI
2s 2p 2s 2p
Ψsp= Ψs + Ψp Ψsp= Ψs - Ψp
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IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI
3 orbitali sp2 con simmetria planare
triangolare
4 orbitali sp3 con simmetria tetraedrica
2s 2px
2py
2s 2px
2py
2pz
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7/21/2019 Legami chimici.pptx
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L’IBRIDAZIONE NON È UN FENOMENOFISICO REALE.
NON È POSSIBILE OSSERVARE VARIAZIONI DELLADISTRIBUZIONE DELLA CARICA ELETTRONICA DA
QUELLA DEGLI ORBITALI PURI A QUELLA DEGLIORBITALI IBRIDI
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FORMAZIONE DEL LEGAME π NELLA MOLECOLA DELL’ETENE
C CH
H
H
H
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REGOLE PER LA COMBINAZIONE LINEARE DI ORBITALI ATOMICIDI ATOMI DIVERSI
1. Si possono combinare solo orbitali con energie non troppo dissimili.
2. Le superfici di inviluppo devono sovrapporsi il più possibile (criterio dellamassima sovrapposizione).
3. Si possono combinare solo gli orbitali che presentano la stessasimmetria rispetto all’asse di legame:
(s)A ± (s)
B
(s)A ± (p)
B
(p)A ± (p)
B
A B
x (y,z)
x (y)
x (y)
z
(p)A ± (p
z)B
x (y)
zz
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DIAGRAMMA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI PER B2, C
2, N
2
2p
2s
2p
2s
σ2s
σ 2s
π2p
π 2p
σ2p
σ 2p
e n e r g i a
LA MOLECOLA DELL’ AZOTO
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DIAGRAMMA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI PER O2, F
2, Ne
2
2p
2s
2p
2s
σ2s
σ 2s
π2p
π 2p
σ2p
σ 2p
e n e r g i a
LA MOLECOLA DELL’ OSSIGENO
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2p
2s
2p
2s
σ2s
σ 2s
π2p
π 2pσ2p
σ 2p
OA OM OA
B2, C
2, N
2
2p2p
2s 2sσ
2s
σ 2s
π2p
π 2p
σ2p
σ 2p
OA OM OA
O2, F
2, Ne
2
e n e r g i a
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REACTIVE OXYGEN SPECIES (ROS)
O2
O2
2-
Ossigenomolecolare Anionesuperossido
Anioneperossido
σ*2p
π*2p
π2p
σ2p
σ*2s
σ2s
2 1,5 1
+ e- + e-
Ordine
di legame
O2
-.
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REACTIVE OXYGEN SPECIES (ROS)
O2O2
O2-
O2--
OH
. .
mitochondrion
NADHdeidrogenasi
ATPsintasi
Citocromo criduttasi
Citocromo cossidasi
Citocromo c
Q10
NADH
NAD+
O2
H2O
Membrana
mitocondriale
interna
ADP + Pi
Q•
-
ATP
Q•
-
H+
H+ H+
H+
ca lo re
H+
< 40% ATP
> 60% Calore
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CIRCA I ¾ DEGLI ELEMENTI DELLA TAVOLA PERIODICA SONOMETALLI
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ELEVATA CONDUCIBILITA’ TERMICA
ELEVATA CONDUCIBILITA’ ELETTRICA
LUCENTEZZA
MALLEABILITA’ (possono essere ridotti in lamine sottili)
DUTTILITA’ (possono essere ridotti in fili)
BASSI POTENZIALE DI IONIZZAZIONE E AFFINITA’ ELETTRONICA
(tendenza, quindi, a perdere elettroni per formare ioni positivi)
COMPORTAMENTO BASICO DEI LORO OSSIDI
PROPRIETA’ MACROSCOPICHE E CHIMICHE DEI METALLI
STRUTTURE CRISTALLINE PIU’ FREQUENTI NEI METALLI
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STRUTTURE CRISTALLINE PIU’ FREQUENTI NEI METALLI
CUBICA A FACCE CENTRATEn. d. c. 12
CaSr
Al
CUBICA A CORPO CENTRATOn. d. c. 8
LiNa
K
ESAGONALE COMPATTAn. d. c. 12
BeMg
TEORIA DE EGAME DI VA ENZA EGAME META ICO NE ITIO
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TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA – LEGAME METALLICO NEL LITIO
(PAULING)
+
+
+ ++
+
Il legame viene descritto considerando tutti i possibili schemi di accoppiamentoimplicanti gli elettroni di valenza di ciascun atomo nel cristallo. Nel caso del Li,ciascun atomo accoppia alternativamente il proprio elettrone 2s con quello degliatomi vicini, secondo le configurazioni di risonanza. La risonanza caratterizza la
stabilità del legame metallico e spiega la mobilità degli elettroni.
EFFETTI DI UNA FORZA SU UN CRISTALLO METALLICO ED UNO
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Nei solidi ionici sia gli ioni positivi sia quelli negativi occupano posizioni fisse. Loscorrimento dei piani, portando a contatto cariche dello stesso segno, provoca
repulsioni elettrostatiche così notevoli da causare la rottura del cristallo.
Nei metalli, il modello del mare di elettroni rende conto della duttilità e malleabilità.Sotto l’impulso di forze meccaniche possono avvenire scorrimenti dei piani atomici
senza che questo dia luogo a repulsioni tali da provocare la rottura del reticolo.
EFFETTI DI UNA FORZA SU UN CRISTALLO METALLICO ED UNOIONICO
7/21/2019 Legami chimici.pptx
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2 x 2s
2 atomi di Li
3 x 2s
3 atomi di Li
4 x 2s
4 atomi di Li
ΔEΔE
200 x 2s
200 atomi di Li
100 OM occupatida 200 elettroni
100 OM vuoti
2 1023 x 2s
2 1023
atomi di Li
BANDA sDI
VALENZA
TEORIA DELLE BANDE – I LIVELLI ENERGETICI NEL LITIO
ΔE
Nel litio è anche BANDA DI
CONDUZIONE
7/21/2019 Legami chimici.pptx
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OA 2p
OA 2s
BANDA pDI
CONDUZIONE
BANDA sDI
VALENZA
In altri metalli la banda di conduzione vuota sisovrappone alla banda di valenza piena. (NelBe la banda vuota 2p si sovrappone alla banda piena di valenza 2s).La parziale sovrapposizione della banda divalenza a quella di conduzione è unacaratteristica generale dei conduttori
LIVELLI ENERGETICI IN UN CONDUTTORE
EGAPDI
ENERGIA
LIVELLI ENERGETICI IN UN ISOLANTE
Negli isolanti, la banda di valenza,completamente popolata di elettroni, e la bandadi conduzione, vuota, sono energeticamenteseparate ed isolate tra loro da una zonaproibita di energia
TEORIA DELLE BANDE – CONDUTTORI ED ISOLANTI
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