atomo - indice

Struttura atomica
Proprietà periodiche
Elementi di
chimica
generale
Legami chimici
Geometria molecolare
Esempi legami chimici
Forze intermolecolari
Stati fisici materia
solubilità
Reazioni chimiche
Da ogni diapositiva
si può tornare
a questa
cliccando sulla
icona indicata
Elementi di chimica
Configurazione elettronica dell’atomo e reattività
modello dell’ottetto completo o incompleto
valido per molti elementi chimici
Modello planetario della struttura atomica
Un atomo presenta un nucleo centrale nel quale si
trovano protoni(positivi) e neutroni(neutri)
e un perinucleo(guscio) nel quale si trovano
elettroni(negativi) in numero uguale ai protoni
Ogni elemento si distingue dagli altri elementi per il
diverso numero di protoni presenti nel nucleo
(e di elettroni presenti nel perinucleo)
NUMERO ATOMICO specifico per ogni elemento:Z
variabile da 1 per idrogeno H a 92 per uranio U
Gli elettroni presenti nel perinucleo sono disposti a distanze
diverse in funzione della loro energia,occupando gusci
(livelli energetici) crescenti come raggio ed energia:per
le proprietà chimiche degli elementi risulta molto
importante la distribuzione(configurazione)degli
elettroni che si trovano nel livello più esterno:
possono variare da 1 a 8
Elementi con 8 elettroni nell’ultimo livello(o 2 per Elio He)
si rivelano particolarmente stabili,non reattivi,senza alcuna
tendenza ad unirsi con altri atomi uguali o diversi:sono
i gas nobili,rari,inerti
Helio He 2
Neon Ne
Argo Ar
Kripto Kr
Xeno Xe
Radon Rn
Tutti gli altri elementi che presentano nell’ultimo livello
meno di 8 elettroni risultano instabili,reattivi,con
tendenza a raggiungere il completamento con 8 elettroni
nell’ultimo livello:lo possono raggiungere seguendo
fondamentalmente due modalità diverse:
Elementi con 1,2,3 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo cedendo 1,2,3 elettroni:così scompare
l’ultimo livello originale e diventa ultimo livello il
penultimo livello che già possiede proprio 8 elettroni
Elementi con 1,2,3 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo cedendo 1,2,3 elettroni:così scompare
l’ultimo livello originale e diventa ultimo livello il
penultimo livello che già possiede proprio 8 elettroni
Atomo diventa Catione,positivo
Volume Cstione < Volume Atomo
Elementi con 1,2,3 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo cedendo 1,2,3 elettroni:così scompare
l’ultimo livello originale e diventa ultimo livello il
penultimo livello che già possiede proprio 8 elettroni
Atomo diventa Catione,positivo
Volume Cstione < Volume Atomo
Elementi con 1,2,3 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo cedendo 1,2,3 elettroni:così scompare
l’ultimo livello originale e diventa ultimo livello il
penultimo livello che già possiede proprio 8 elettroni
Atomo diventa Catione,positivo
Volume Cstione < Volume Atomo
Elementi con 5,6,7 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo acquistando 3,2,1 elettrone:
l’atomo diventa ione negativo Anione e il volume Anionico
risulta maggiore del volume atomico originario
Elementi con 5,6,7 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo acquistando 3,2,1 elettrone:
l’atomo diventa ione negativo Anione e il volume Anionico
risulta maggiore del volume atomico originario
Elementi con 5,6,7 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo acquistando 3,2,1 elettrone:
l’atomo diventa ione negativo Anione e il volume Anionico
risulta maggiore del volume atomico originario
Elementi con 4 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo acquistando o cedendo 4 elettroni
l’atomo diventa ione Anione o Catione e il volume ionico
risulta maggiore o minore del volume atomico originario
Elementi con 4 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo acquistando o cedendo 4 elettroni
l’atomo diventa ione Anione o Catione e il volume ionico
risulta maggiore o minore del volume atomico originario
Variazione periodica di alcune
proprietà atomiche
In funzione della posizione
occupata
nei periodi (orizzontali) e
gruppi(verticali)
della tabella degli elementi
Variazione raggio e volume atomico
Il raggio e volume atomico aumentano nei
gruppi dall’alto verso il basso perché
vanno aggiungendosi nuovi livelli
e aumenta la carica schermante degli
elettroni dei livelli sottostanti che riduce
la forza di attrazione del nucleo
posititivo sugli elettroni negativi
Variazione raggio e volume atomico
Il raggio e volume atomico diminuiscono nei
periodi da sinistra verso destra perché
aumenta la carica positiva dei protoni
mentre la carica schermante degli
elettroni dei livelli sottostanti resta costante
come pure il numero di livelli
Variazione energia di ionizzazione
La energia necessaria per allontanare elettroni
dall’atomo diminuisce nel gruppo dall’alto
verso il basso,perché aumentando la distanza
dal nucleo positivo e la carica schermante
degli elettroni dei livelli sottostanti
risulta diminuita la attrazione da vincere per
allontanare gli elettroni
Variazione energia di ionizzazione
La energia di ionizzazione aumenta nei
periodi da sinistra verso destra perché
aumenta la carica positiva dei protoni
mentre la carica schermante degli
elettroni dei livelli sottostanti resta costante
e la distanza dal nucleo diminuisce
Variazione della affinità elettronica:energia
liberata quando avviene la cattura di elettroni
La affinità elettronica diminuisce nei
gruppi dall’alto verso il basso perché
vanno aggiungendosi nuovi livelli
e aumenta la carica schermante degli
elettroni dei livelli sottostanti che riduce
la forza di attrazione del nucleo
posititivo sugli elettroni negativi
Variazione della affinità elettronica
La affinità elettronica aumenta nei
periodi da sinistra verso destra perché
aumenta la carica positiva dei protoni
mentre la carica schermante degli
elettroni dei livelli sottostanti resta costante
e la distanza dal nucleo diminuisce
Variazione della elettronegatività:capacità di
attirare gli elettroni quando si forma un legame
La elettronegatività diminuisce nei
gruppi dall’alto verso il basso perché
vanno aggiungendosi nuovi livelli
e aumenta la carica schermante degli
elettroni dei livelli sottostanti che riduce
la forza di attrazione del nucleo
posititivo sugli elettroni negativi
Variazione della elettonegatività
La elettronegatività aumenta nei
periodi da sinistra verso destra perché
aumenta la carica positiva dei protoni
mentre la carica schermante degli
elettroni dei livelli sottostanti resta costante
e la distanza dal nucleo diminuisce
Praticamente la energia di ionizzazione,la affinità elettronica,
la elettronegatività diminuiscono nei gruppi dall’alto al basso
e aumentano nei periodi da sinistra verso destra
minimi valori nella tabella in basso a sinistra
massimi valori nella tabella in alto a destra
aumento
diminuzione
E’ molto importante conoscere il valore della
elettronegatività(tabulato in una scala convenzionale)
da valori minimi (0.7) a valori massimi(4.0)
per poter prevedere il tipo di legame che si potrà
realizzare tra atomi nella formazione delle molecole
Formazione di legami
chimici
Prevedibilità in funzione della
elettronegatività degli elementi
partecipanti al legame chimico
Ogni elemento con 8 elettroni nell’ultimo livello
risulta stabile,non reattivo
Gli elementi con numero inferiore di elettroni da 1 a 7
nell’ultimo livello risultano reattivi e mostrano la
tendenza ad interagire per raggiungere in qualche modo
la stabilità legata alla presenza dell’ottetto
La possono raggiungere fondamentalmente seguendo
due diversi processi:
cessazione-acquisto o condivisione di elettroni
Se la differenza di elettronegatività degli elementi
partecipanti al legame supera un limite convenzionale
pari a 1.7-1.9
il legame avviene mediante cessione di elettroni da parte
dell’elemento meno elettronegativo e acquisto degli
stessi da parte dell’elemento più elettronegativo
si creano due ioni,catione e anione,attratti dalla
forza elettrostatica tra cariche diverse
LEGAME IONICO o ETEROPOLARE
Na=0.9 Cl=3.0 De=2.1 -->ionico
Ca=1.0 Cl=3.0 De=2 --> ionico
Na + Cl ----> Na--Cl ---> (Na+)(Cl-)
Na perde 1 elettrone
Cl acquista 1 elettrone
Carica positiva
Carica negativa
Ca + 2Cl ----> Ca--Cl2 ---> (Ca++)2(Cl-)
Ca perde 2 elettroni
2 Cl acquista 2 elettroni
Se la differenza di elettronegatività tra gli elementi
risulta zero o molto piccola si raggiunge la configurazione
elettronica dell’ottetto mediante condivisione di
elettroni da parte degli atomi partecipanti al legame:
LEGAME COVALENTE OMOPOLARE o APOLARE
H=2.1 H=2.1 De=0 ---->covalente omopolare
F=4.0 F=4.0 De=0 ---> covalente omopolare
H + H -----> H--H
Ogni atomo di idrogeno condivide il
proprio elettrone con l’altro atomo:così
ogni atomo risulta stabile con
2 elettroni nell’unico,ultimo livello
come il gas nobile Elio
F+F -----> F--F
Ogni atomo di Fluoro condivide un
proprio elettrone con l’altro atomo:così
ogni atomo risulta stabile con
8 elettroni ultimo livello
come il gas nobile Neon
Se la differenza di elettronegatività tra gli elementi è
compresa tra 0 e 1.7-1.9
il legame avviene ancora mediante condivisione di
elettroni tra i due atomi,ma in questo caso può
verificarsi che il doppietto elettronico usato per il legame
sia più spostato verso l’elemento più elettronegativo:
di conseguenza appare una parziale carica positiva
attorno all’atomo meno elettronegativo e una parziale
carica negativa attorno all’atomo più elettronegativo:
LEGAME COVALENTE POLARE
H = 2.1 Cl=3.0 De=0.9 --->covalente polare
H = 2.1 O = 3.5 De= 1.4 ---->covalente polare
H + Cl ---> H--Cl
Idrogeno manca di 1 elettrone
cloro manca di 1 elettrone
Carica parziale +d
Carica parziale -d
Idrogeno condivide 1 elettrone e completa doppietto
cloro condivide 1 elettrone e completa ottetto
2H + O---> H--O--H
Idrogeno manca di 1 elettrone
ossigeno manca di 2 elettroni
Carica parziale -d
Carica parziale +d
Carica parziale +d
Idrogeno condivide 1 elettrone e completa doppietto
ossigeno condivide 2 elettroni e completa ottetto
Se la differenza di elettronegatività risulta
minore di 1.7-1.9 e maggiore di 0 si può avere un altro tipo
di legame covalente polare,nel quale un atomo mette
a disposizione un doppietto elettronico(atomo datore)
e un altro atomo mette a disposizione uno spazio(orbitale)vuoto
atomo recettore:
LEGAME COVALENTE POLARE DATIVO
indicato con una freccia da datore a recettore
S = 2.5 O = 3.5 De=1.0 --->covalente polare
S + O2 -------> S02
Lo zolfo condivide 2 elettroni con 1 atomo di ossigeno
e ne presta 2 all’altro atomo di ossigeno
O=recettore S=datore
Nel caso di atomi dello stesso elemento metallico si
realizza un tipo di legame con caratteristiche particolari
detto LEGAME METALLICO
si crea mediante condivisione di tutti gli elettroni esterrni
ceduti dagli atomi poco elettronegativi da parte degli
atomi trasformati in ioni positivi
Cu..Cu..Cu..Cu..
Atomi di rame neutri
Ioni di rame ed elettroni condivisi
Fine presentazione
arrivederci
Modelli di geometria
molecolare
Fondati sulla repulsione degli
orbitali
di valenza degli elementi
partecipanti alla formazione
della molecola
Per molecole di composti semplici si può prevedere
la forma nello spazio applicando una regola pratica
che prende in considerazione l’orientamento spaziale
dei legami che sono presenti e degli elettroni dell’ultimo
livello eventualmente non usati per formare legami
Si possono considerare alcune situazioni generali:
presenza di legami(orbitali usati)
presenza di elettroni liberi(orbitali non usati)
attorno all’atomo centrale della molecola
4 orbitali usati,nessuno libero:forma tetraedrica,angolo 109°
3 orbitali usati,1 libero:forma piramidale,angolo 107°
2 orbitali usati,2 liberi:forma angolare,angolo 105°
3 orbitali usati,0 liberi:forma triangolare,angolo 120°
2 orbitali usati,0 liberi:forma lineare,angolo 180°
nel caso di legami doppi si considerano come semplici
(2 orbitali equivalenti a 1 orbitale)
CH4 :tetraedrica,angolo 109°
4 orbitali di legame
0 orbitali liberi
H2SO4 ---> tedraedrica,109°
Zolfo
Ossigeno
Idrogeno
4 orbitali di legame
0 orbitali liberi
NH3 --->piramidale,angolo 107°
Orbitale libero
3 orbitali di legame
1 orbitale libero
H2O ---> angolare,angolo 105°
Orbitali liberi
2 orbitali di legame
2 orbitali liberi
BH3 ---> triangolare,angolo 120°
3 orbitali di legame
0 orbitali liberi
HNO3 ---> triangolare,angolo 120°
Azoto
Ossigeno
Idrogeno
3 orbitali di legame
0 orbitali liberi
BeH2 ---->lineare,angolo 180°
2 orbitali di legame
0 orbitali liberi
La geometria molecolare influisce tra l’altro sulla
eventuale polarità di una molecola che presenti legami
polari al suo interno
e alla probabilità che si verifichi un urto efficace
nelle reazioni dipendenti dall’orientamento
delle molecole reagenti
Perché una molecola risulti polarizzata devono essere
presenti legami di tipo polare e i baricentri delle cariche
positive e negative non devono coincidere:altrimenti pur
esistendo i legami polari la molecola risulta neutralizzata
Ossigeno parzialmente carico negativamente
Idrogeno parzialmente carico positivamente
essendo covalenti polari i legami tra ossigeno e idrogeno
Non coincidendo i due baricentri,la molecola H2O
manifesta polarizzazione:dipolo elettrico
Baricentro carica negativa
Baricentro cariche positive
Ossigeno parzialmente carico negativamente
carbonio parzialmente carico positivamente
essendo covalenti polari i legami tra ossigeno e carbonio
coincidendo i due baricentri,la molecola CO2
non manifesta polarizzazione
Baricentro carica positiva
Baricentro cariche negative
Perché un urto tra reagenti risulti efficace deve essere
presente una adeguata energia
e i reagenti devono collidere secondo una direzione
che prende in considerazione la forma dei reagenti stessi:
non tutte le collisioni risultano efficaci per la reazione:
se manca la energia di attivazione o se l’orientamento
delle particelle collidenti non è corretto,in funzione
della geometria dei reagenti,la reazione non avviene
Esempio di collisione tra Cl-Cl e H-H
Collisione non efficace per orientamento non corretto
Collisione efficace:l’urto tra le
molecole bene orientate permette la
rottura dei legami interatomici Cl-Cl
e H-H e la formazione di nuovi legami
Molecola di idrogeno H-H :legame omopolare
1s2
1s1+
1s2
1s1-
Ogni atomo di idrogeno possiede 1 solo elettrone:per
diventare stabile deve condividerlo con un altro atomo
Molecola di fluoro F-F :legame omopolare
2s2..2p6
2s2..2p5
2s2..2p6
2s2..2p5
Ogni atomo di fluoro manca di 1 elettrone:per
diventare stabile deve condividerlo con un altro atomo
Molecola di cloro Cl-Cl :legame omopolare
3s2..3p6
3s2..3p5
3s2..3p6
3s2..3p5
Ogni atomo di cloro manca di 1 elettrone:per
diventare stabile deve condividerlo con un altro atomo
Molecola di cloro H-Cl :legame covalente polare
1s2…..3s2.3p6
2s1
3s2.3p5
L’ atomo di cloro manca di 1 elettrone come anche
l’atomo di idrogeno:raggiungono la stabilità
condivendo ciascuno 1 elettrone
Molecola di cloro H2O :legame covalente polare
1s2…..2s2..2p6..1s2
2s1
2s2..2p4
L’ atomo di ossigeno manca di 2 elettrone mentre
l’atomo di idrogeno manca di 1 :raggiungono la stabilità
condivendo ciascuno 1 -2 elettroni
Molecola di cloro H2S :legame covalente polare
1s2…..3s2..3p6..1s2
2s1
3s2..3p4
L’ atomo di zolfo manca di 2 elettroni mentre
l’atomo di idrogeno manca di 1 :raggiungono la stabilità
condivendo ciascuno 1 -2 elettroni
Molecola di cloro NH3 :legame covalente polare
1s2…..2s2..2p6
2s1
2s2..2p3
L’ atomo di azoto manca di 3 elettroni mentre
l’atomo di idrogeno manca di 1 :raggiungono la stabilità
condivendo ciascuno 1 -3 elettroni
Molecola di SO3 :legame covalente polare-dativo
2s2..2p6…..3s2..3p6
2s2..2p4
3s2..3p4
Legami dativi
legame doppio
Lo zolfo manca di 2 elettroni come pure l’ossigeno
possono stabilizzarsi condividendo elettroni o orbitali
Orbitali vuoti
Molecola di Na-Cl :legame ionico:il sodio diventa un
catione e il cloro diventa un anione
3s1
2s2.2p6…..3s2..3p6
3s2..3p5
Legame ionico
L’ atomo di cloro manca di 1 elettrone mentre
l’atomo di sodio ha 1 solo elettrone :raggiungono la stabilità
cedendo e acquistando 1 elettrone
elemento metallico:legame tra ioni ed elettroni condivisi
Atomi metallici
Ioni + elettroni
Nei metalli ogni atomo cede gli elettroni più esterni
diventando uno ione positivo circondato da nube di elettroni
Le forze che mantengono unite le molecole a livello
macroscopico sono fondamentalmente di 4 tipi
in funzione della natura delle molecole e dei legami
in esse presenti
Forze elettrostatiche agenti tra ioni di carica opposta
cationi---anioni
forze elettrostatiche agenti tra molecole polarizzate
dipolo---dipolo
forze elettrostatiche deboli agenti tra molecole neutre
dipolo virtuale---dipolo indotto
forze elettrostatiche simili a legami chimici
legame a idrogeno
La intensità delle forze decresce in linea di massima
interazione tra ioni
legame a idrogeno
dipolo-dipolo
dipolo virtuale-dipolo indotto
Interazione forte tra ioni di carica opposta:cristalli
+
-
+
-
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
Ogni catione si circonda
di anioni e viceversa
+
Interazione tra molecole polarizzate:dipolo-dipolo
carica parziale positiva(+d)-carica parziale negativa(-d)
+d H-----Cl -d
+d H-----Cl -d
-d Cl -----H +d
HCl---HCl
Le estremità di carica opposta si attirano :dipolo-dipolo
Il legame a idrogeno si stabilisce quando l’idrogeno si trova
legato ad un elemento molto elettronegativo(F,O,N) e avendo
una elevata carica parziale positiva(+d) può sentire la
attrazione da parte della carica parziale negativa(-d)
dell’elemento presente in un’altra molecola
Si viene a formare una specie di ponte tra l’idrogeno
legato covalentemente nella molecola e l’altro elemento
presente in un’altra molecola
H20----H2O +d H---O(-d)---H +d
H--O--H
H--O--H
H--O--H
H--O--H
H--O--H
Legame a idrogeno
Interazione debole,di Van der Waals o London
tra dipolo virtuale,momentaneo e dipolo indotto
Si verifica tra molecole non polari per effetto di una
distribuzione asimmettrica,casuale,momentanea,
degli elettroni di legame tra gli atomi costituenti la molecola
Gli elettroni condivisi tra atomi simili sono situati in
genere simmetricamente rispetto agli atomi legati:
la molecola risulta quindi senza alcuna carica elettrica
positiva o negativa :molecole simili,neutre,non
interagiscono elettrostaticamente anche se poste
fisicamente a contatto
H---H….H--H
Può verificarsi casualmente uno spostamento degli
elettroni di legame verso uno dei due atomi legati:
nasce una momentanea differenza di carica alle
estremità della molecola che diventa un dipolo
momentaneo o virtuale:tale dipolo può influire
sugli elettroni di legame di un’altra molecola e
provocare per induzione la comparsa di un nuovo
dipolo:dipolo indotto:tra i due dipoli può allora
stabilirsi una debole interazione elettrostatica:
la intensità di tale forza debole varia con il
numero degli elettroni utilizzati e la massa atomica
Molecola neutra
H---H….H--H
Dipolo virtuale con carica
negativa e positiva
Molecola neutra
Dipolo indotto con carica
negativa e positiva
La materia esiste in condizioni normali di temperatura
e di pressione(25°C e 1 atmosfera circa) in tre
diversi stati fisici
solido,liquido,aeriforme:
presentano in particolare:
SOLIDO:volume e forma propri
LIQUIDO:volume proprio,forma recipiente
AERIFORME:senza forma e volume propri
Solido:Forma e volume proprio
Liquido:Volume proprio,forma recipiente
A:Forma e volume recipiente
Lo stato fisico della materia dipende da un equilibrio
tra la energia cinetica delle particelle costituenti il corpo
(energia variabile con la temperatura)
che tende separare le particelle costituenti il corpo
e la forza di attrazione interparticellare
che dipende dalla natura del corpo e dalle
forze elettrostatiche presenti
Nel solido la attrazione interparticellare supera la
energia cinetica:le particelle sono in continua
vibrazione ma mantengono una posizione costante
nel liquido la attrazione interparticellare equivale
alla energia cinetica:le particelle possono cambiare
continuamente posizione ma rimangono nell’insieme
ancora unite
nell’aeriforme la energia cinetica supera la
attrazione interparticellare : le particelle possono
liberamente allontarsi tra di loro
Nei solidi le particelle possono essere di varia natura
come pure di conseguenza le forze agenti tra particelle
solidi ionici:ioni positivi e ioni negativi:
forza di attrazione elettrostatica intensa tra ioni
solidi covalenti:atomi legati con legame covalente
forza tipo legame chimico molto intensa
solidi molecolari:molecole neutre o polari
forza debole o dipolo dipolo
solidi metallici:ioni metallici ed elettroni condivisi
forza variabile con la natura dei metalli
Stato solido:attrazione prevale su energia cinetica
Volume e forma costanti
Stato liquido:attrazione = energia cinetica
Volume costante e cambiamento di forma
Aeriforme:attrazione minore di energia cinetica
Cambia la forma e il volume
Esempio:H20 e H2S a parità di condizioni
avendo la stessa temperatura hanno la stessa energia cinetica:
ma H2O risulta liquida e H2S aeriforme
causa:le molecole di H2O interagiscono fortemente
come dipoli e con legame a idrogeno
le molecole di H2S interagiscono meno fortemente
solo come deboli dipoli
Il passaggio da uno stato fisico all’altro avviene se si
interviene sulla energia cinetica(variabile con la temperatura)
restando pressochè costante la interazione tra le particelle
FUSIONE :da solido a liquido fornendo energia
VAPORIZZAZIONE:da liquido ad aeriforme fornendo energia
LIQUEFAZIONE:da aeriforme a liquido togliendo energia
CONDENSAZIONE:da vapore a liquido togliendo energia
SOLIDIFICAZIONE:da liquido a solido togliendo energia
SUBLIMAZIONE:da solido ad aeriforme fornendo energia
BRINAMENTO:da aeriforme a solido togliendo energia
SUBLIMAZIONE
FUSIONE
VAPORIZZAZIONE
solido
liquido
SOLIDIFICAZIONE
aeriforme
CONDENSAZIONE
LIQUEFAZIONE
BRINAMENTO
Risulta evidente che la diversità dei punti fissi di
fusione,solidificazione,ebollizione e altre caratteristiche
delle sostanze pure sono collegabili alla diversa
intensità delle forze interparticellari che deve essere
superata fornendo o togliendo energia cinetica:
anche la diversa solubilità delle sostanze tra loro
e collegabile alla natura e intensità dei legami chimici
e delle forze interparticellari
La solubilità di una sostanza in un’altra dipende
fondamentalmente dalla loro natura e dalle interazioni
che si possono originare tra le particelle del solvente
e quelle del soluto
generalmente si può applicare la regola:
solvente polare solubilizza soluto polare
es.H20 + HCl
solvente non polare solubilizza soluto non polare
es.Benzolo + Iodio
Meccanismo di solubilizzazione in generale:
es.soluto solido e solvente liquido…NaCl + H2O
il sale NaCl è costituito da un reticolo tridimensioale
con alternanza di ioni positivi Na+ e ioni negativi Cltra i quali agisce una forza di attrazione elettrostatica di
intensità notevole,a temperatura ambiente
E’ possibile trasformare il solido ionico fornendo energia
(calore)che aumentando il moto vibratorio degli ioni
permette di vincere la reciproca attrazione e trasformarsi
nello stato liquido,fuso
La molecola dell’acqua risulta fortemente polarizzata:
posta a contatto con la superficie del solido ionico
si rende possibile una interazione tra la parte positiva
dell’acqua e gli ioni negativi del solido,come pure
tra la parte negativa dell’acqua e quella positiviva
del solido
Se tale interazione supera la attrazione elettrostatica
esistente tra gli ioni,il solido perde gradualmente
gli ioni che passano in soluzione circondati da un
numero variabile di molecole di acqua:si formano
dei complessi subsferici con una superficie carica
con lo stesso segno dello ione centrale:si hanno
degli ioni idratati(o solvatati)
Ioni idradati
+
+
-
-
-
+
-
+
+
-
+
-
-
+
-
+
+
-
+
-
-
+
-
+
+
+
-
-
+
NaCl
H2O
Lo iodio,non polare,non risente della attrazione da parte
delle molecole polari dell’acqua,e quindi le molecole
dello iodio rimangono tra loro unite nel solido
iodio
H2O
Lo iodio,non polare, risente della attrazione da parte
delle molecole non polari del benzolo con le quali si
stabilisce una interazione debole,che se supera quella
pure debole tra le molecole dello iodio solido
permette la solubilizzazione
Iodio solvatato
iodio
benzolo
indice
Ossido basico=metallo + ossigeno
Ca+O---> CaO
2Na+O--->Na2O
Ossido acido=non metallo + ossigeno
S + O2 ---> SO2
C + O2 ---> CO2
Idruro=metallo +idrogeno
Mg + 2H ---> MgH2
K+H--->KH
Idracido=idrogeno+alogenuro
S + 2H ---> H2S
H+F--->HF
Idrossido=ossido basico+acqua
CaO
Ca(OH)2
H2O
Ossiacido=ossido acido + H2O
SO2
H2SO3
H2O
Sale=metallo+radicale acido
H2SO3
SO3
K
K2SO3
Metallo+acido--->sale + idrogeno
2K + H2SO4 -----> K2SO4 + H2
H2SO4
K
K2SO4
H2
Ossido basico+acido--->sale + acqua
K2O + H2SO4 ---K2SO4 + H2O
H2SO4
K2O
K2SO4
H2O
Idrossido + acido ---> sale + acqua
2KOH + H2SO4 ----> K2SO4 + 2H2O
H2SO4
KOH
K2SO4
H2O
Ossido basico + ossido acido --> sale
CaO + SO3 ----> CaSO4
SO3
CaO
CaSO4
idrossido + ossido acido --> sale + acqua
2KOH + SO3 ----> K2SO4 + 2H2O
SO3
KOH
K2SO4
H2O
Sale1 + acido1 ----> sale2 + acido2
AgNO3 + HCl ---> AgCl + HNO3
AgNO3
HCl
HNO3
AgCl
Sale1 + sale2 ----> sale3 + sale4
AgNO3 + KCl ---> AgCl + KNO3
AgNO3
KCl
KNO3
AgCl