Orario delle Lezioni
Reattività dei Non-Metalli
• Non metallo + ossigeno ossido (acido o anidride)
۱ + ۽ → ۱۽
• Non metallo + idrogeno idracido
۱ܔ + ۶ → ۶۱ܔ
• Ossido acido + acqua ossiacido
۱۽ + ۶ → ۽۶ ۱۽
Ossiacidi e Loro Anioni
B
+3
0
-3
C
+4
+2
0
-4
N
+5
+4
+3
+2
+1
0
-1
-2
-3
O
0
-1
-2
F
0
-1
Ossiacidi e Loro Anioni
Elemento N. Oss.
B
+3
C
+4
Acido
H3BO3
Anione
BO33-
(acido borico)
(borato)
H2CO3
CO32-
(acido carbonico)
(carbonato)
Ossiacidi e Loro Anioni
Elemento N. Oss.
N
+3
+5
Acido
HNO2
Anione
NO2-
(acido nitroso)
(nitrito)
HNO3
NO3-
(acido nitrico)
(nitrato)
Ossiacidi e Loro Anioni
P
+5
+3
+1
0
-3
S Cl, Br, I
+6
+7
+5
+4
+2
+3
0
+1
-1
0
-2
-1
Ossiacidi e Loro Anioni
Elemento
P
N. Oss.
+5
Acido
H3PO4
Anione
PO43-
(acido fosforico)
(fosfato)
H4P2O7
P2O74-
(acido pirofosforico)
(pirofosfato)
+5
O
O
O
-
P
O
O
-
P
O
O
-
-
pirofosfato
Ossiacidi e Loro Anioni
Elemento
S
N. Oss.
+4
+6
+6
O
-
O
solfato
S
O
O
-
Acido
H2SO3
Anione
SO32-
(acido solforoso)
(solfito)
H2SO4
SO42-
(acido solforico)
(solfato)
H4S2O7
S2O72-
(acido disolforico)
(disolfato)
O
O
S
O
O
-
O
disolfato
S
O
O
-
Ossiacidi e Loro Anioni
Elemento
S
N. Oss.
+4/0
Acido
Anione
S2O32-
-
(tiosolfato)
+6
H2S2O8
P2O82-
(acido persolforico)
(persolfato)
Molti altri…
S
O
-
tiosolfato
O
S
O
O
-
-
O
O
S
O
O
S
O
O
-
persolfato
O
Ossiacidi e Loro Anioni
Elemento
N. Oss.
Acido
Anione
X=
Cl, Br, I
+1
HXO
XO-
(acido ipocloroso)
(acido ipobromoso)
(acido ipoiodoso)
(ipoclorito)
(ipobromito)
(ipoiodito)
HXO2
XO2-
(acido cloroso)
(acido iodoso)
(ipoclorito)
(ipoiodito)
HXO3
XO3-
(acido clorico)
(acido bromico)
(acido iodico)
(clorito)
(bromito)
(iodito)
HXO4
XO4-
(acido perclorico)
(acido perbromico)
(acido periodico)
(perclorito)
(perbromito)
(periodito)
+3
+5
+7
Ossiacidi e Loro Anioni
Elemento
N. Oss.
Acido
Anione
Mn
+6
H2MnO4
MnO42-
(acido manganico)
(manganato)
HMnO4
MnO4-
(acido permanganico)
(permanganato)
[vedi solfato…]
H2CrO4
CrO42-
(acido cromico)
(cromato)
[vedi solfato…]
H2Cr2O7
Cr2O72-
(acido dicromico)
(dicromato)
[vedi disolfato…]
+7
Cr
+6
+6
Limiti della Valence Bond Theory
• La VBT prevede che la molecola di ossigeno molecolare
sia diamagnetica (assenza di elettroni spaiati).
• Molecola di ossigeno molecolare è paramagnetica
(contiene 2 elettroni spaiati).
Limiti della Valence Bond Theory
Magnete spento
Magnete acceso:
Paramagnetico
Teoria dell’Orbitale Molecolare (Molecular Orbital Theory)
• La teoria dell’orbitale molecolare (MOT) assume
la formazione di orbitali molecolari in cui gli elettroni
non sono localizzati tra due atomi, ma sono completamente
delocalizzati su tutti gli atomi della molecola.
• Legame coinvolge coppie di elettroni che diventano
“compartecipati” tra tutti gli atomi della molecola.
• Si effettua una combinazione lineare di tutte funzioni d’onda
che descrivono la configurazione elettronica degli atomi.
• Si combinano meglio le funzioni d’onda che hanno
la stessa energia e la stessa simmetria.
Teoria dell’Orbitale Molecolare (Molecular Orbital Theory)
Teoria dell’Orbitale Molecolare (Molecular Orbital Theory)
Teoria dell’Orbitale Molecolare (Molecular Orbital Theory)
Energia
Orbitale
molecolare
di ANTILEGAME
Destabilizzazione
dovuta all’antilegame
Orbitale
atomico
atomo 1
Orbitale
atomico
atomo 2
Orbitale
molecolare
di LEGAME
Stabilizzazione
dovuta al legame
Destabilizzazione di antilegame > stabilizzazione di legame
Teoria dell’Orbitale Molecolare (Molecular Orbital Theory)
• L’orbitale occupato a più alta energia e l’orbitale
non occupato a più bassa energia si definiscono
orbitali molecolari di frontiera.
• HOMO: highest occupied molecular orbital.
• LUMO: lowest unoccupied molecular orbital.
• Se l’HOMO è semioccupato prende il nome di SOMO:
semi occupied molecular orbital.
Schema degli Orbitali Molecolari della Molecola di H2
σ*2s
2s
2s
σ2s
LUMO
σ*1s
1s
1s
HOMO
σ1s
Schema degli Orbitali Molecolari della Molecola di He2
σ*2s
2s
2s
LUMO
HOMO
σ2s
σ*1s
1s
1s
σ1s
Schema degli Orbitali Molecolari della Molecola di N2
σ*2p
π*2p
LUMO
2p
HOMO
π2p
σ2p
σ*2s
2s
2s
σ2s
Schema degli Orbitali Molecolari della Molecola di O2
Spartan per calcolo!
LUMO
HOMO
σ*2p
π*2p
2p
π2p
σ2p
σ*2s
2s
2s
σ2s
Paramagnetismo
di O2 spiegato!!!
Schema degli Orbitali Molecolari della Molecola di NO
σ*2p
π*2p
Elettrone spaiato su orbitale
con maggior carattere di N
(vedi VBT!)
2p (N)
2p (O)
π2p
σ2p
σ*2s
2s (N)
σ2s
2s (O)
O più elettronegativo di N:
O ha orbitali a energia più bassa.
Orbitale con maggior carattere di O
(vedi VBT!)
Teoria dell’Orbitale Molecolare (Molecular Orbital Theory)
• VBT descrive bene la geometria e la struttura
delle molecole semplici.
• MOT riesce a descrivere la struttura elettronica
di molecole più complesse.
• MOT riesce a razionalizzare il paramagnetismo
dell’ossigeno molecolare.
• MOT più rigorosa e permette una elaborazione matematica
più accurata (descrive meglio tutte le proprietà molecolari).
• MOT permette di prevedere più quantitativamente
la stabilità di una molecola.
Legame Covalente Polare e MOT
• Polarità del legame aumenta con differenza
di elettronegatività.
Legame Ionico
• Se differenza di elettronegatività è molto grande
si ottiene un legame ionico.
Legame Ionico
