(1808) Teoria atomi

ATOMO
Democrito  IV secolo A.C.
Lavoisier  Legge della conservazione della massa
es. C + O2  CO2
E = mc2
Dalton 
(1808) Teoria atomica
Avogadro  Volumi uguali di gas contengono un ugual
numero di MOLECOLE (NA)
Cannizzaro  Determinazione dei PESI MOLECOLARI
in base alle densità relative dei gas
(drel = dA/dB = MA/MB)
e poi dei  PESI ATOMICI
MOLECOLA
INSIEME DI ATOMI TENUTI INSIEME DA LEGAMI CHIMICI
Es H2O
H2SO4
2 atomi H + 1 atomo O
2 atomi H + 1 atomo S + 4 atomi O
PESO MOLECOLARE SOMMA DEI PESI ATOMICI MOLTIPLICATI PER I
RISPETTIVI COEFFICIENTI STECHIOMETRICI
PM H2O = 2 x PAH +PAO = 2 x1,008 +15,9999 = 18,015  18 u.m.a.
PM H2SO4 = 2 x PAH +PAS +4 x PAO = 2 x1 +32 + 4 x16 = 98 u.m.a.
MOLE
PESO IN GRAMMI PARI A:
a) GRAMMOATOMO
IL PESO ATOMICO DELL’ELEMENTO
b) GRAMMOMOLECOLA IL PESO MOLECOLARE DEL COMPOSTO
Una mole contiene un numero di particelle (atomi o molecole) pari al
NUMERO DI AVOGADRO
N = 6,022 x1023
Esempio: 1 mole di acqua (H2O) pesa 18 g; quante moli ci sono in un litro di acqua?
1 litro  1 Kg = 1000 g n = g/PM = 1000/18 = 55,5 moli g = n x PM
Esperimento di Thompson
Misura e/m elettrone
Tutorvista.com
Esperimento di Millikan
Misura e elettrone
mg=zeE
e
v

m Hr
reich-chemistry.wikispaces.com
Atomo: protoni
elettroni
neutroni
atomo di Thompson
Skuola.it
Esperimento di Rutherford
Particelle a
wikipedia
lnf.infn.it
e-
+n
Struttura
dell’atomo
Raggio  10-10 m = 1Å
PROTONI (+)
FORZE
NUCLEARI
NUCLEO (+)
ATOMO
FORZE
ELETTROSTATICHE
NEUTRONI
ELETTRONI (-)
CARICA
PROTONE
+1,6 x 10-19 C (+e)
NEUTRONE
0
ELETTRONE -1,6 x 10-19 C (-e)
MASSA (kg)
1,673 x10-27
1,673 x10-27
9,11 x10-31
N. ELETTRONI = N. PROTONI
N. PROTONI N. ATOMICO (Z)
N. PROTONI + N. NEUTRONI  N.DI MASSA (A)
Isotopi
UGUALE N. ATOMICO
A
12
Z
6
1H
2H
C
=D
13
6
14
C
3H
6
C
ISOTOPI
DIVERSO N. DI MASSA
=T
16O
17O
% 99,762
0,038
abbondanza 0,99762 0,00038
isotopica relativa
UNITA’ DI MASSA ATOMICA = 1/12 DELLA MASSA DI 12C
PESO ATOMICO =
MASSA DELL’ ATOMO A
1/12 DELLA MASSA DI 12C
MISCELA ISOTOPICA
PESO ATOMICO di un elemento = Si xi mi
xi = abbondanza isotopica relativa
mi = massa dell’isotopo
18O
0,20
0,0020
Modelli atomici
e-
Atomo di Rutherford (modello planetario)
Gli elettroni si muovono intorno al nucleo
secondo orbite circolari
+n
Problema: per le leggi della fisica questo
sistema è instabile!
L’elettrone dovrebbe emettere energia sotto
forma di radiazione elettromagnetica e
ricadere sul nucleo in 10-11 s
Atomo di Bohr:
L’energia dell’elettrone è
QUANTIZZATA
Non può variare con continuità ma solo assumere alcuni valori
RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA: Campo elettromagnetico oscillante
che si propaga alla velocità della luce c = 3,0 x108 m/s nel vuoto
ONDA
RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA
RADIAZIONE
ELETTROMAGNETICA
1 pm
raggi 
1 mm
1 nm
raggi X
 crescente
1 mm
1m
UV
 crescente
400 nm
IR
micro
onde
visibile
780 nm
onde radio
CORPUSCOLO
= FOTONE
= lunghezza d’onda
= frequenza (Hz)

 = numero d’onda (cm-1)

=c a =1


E = h. = h.c. = h.c

h = costante di Planck
1 mm = 10-3 m
1 mm = 10-6 m
1 nm = 10-9 m
• Emissione di corpo nero (Max Planck)
E=h quantizzazione dell’energia
Energia
 Effetto fotoelettrico (Einstein)

Efotone = h
W= h0
KE= 1/2mv2 = h - W= h(-0)
'
Frequenza 
ATOMO di IDROGENO e ATOMI IDROGENOIDI
f. centripeta 
2
Atomo di Bohr
mv
Ze2 Coulomb

r
4 0 r 2
2
Ze
 mv 
4 0 r
2
Quantizzazione del momento angolare
mvr 
nh
2
n = 1, 2, 3……. numero quantico
h = costante di Planck =6,626.10-34 J.s
 nh 
m2 v2r 2   
 2 
2
2
n 2h 2
Ze2
 nh  1
2
mv  
 2 2

2
πr
m
4πε 0r
4π mr


n h 0 n a 0
r

2
Z
mZe
2 2
2
h 2ε 0
a0 
 0,529 Å
πme 2
raggio di Bohr
quantizzazione del raggio atomico
Z=1
rn = n2a0 r = a0 , 4a0, 9a0 , 16a0 ……
a0
4a0
9a0
quantizzazione dell’energia
Energia= cinetica + potenziale
E
2
2
2
2 4
2
mv
Ze
Ze
mZ e
Z
 - 2 2 2  -E 0 2
2
4π 0 r
8π 0 r
8ε 0 n h
n
Ze2
mv 
4 0 r
2
Z= 1
n 2 h 20
r
mZe2
En = - E0, - E0/4, - E0/9 , - E0/16 …
n = 1 stato fondamentale
  n  -  n
E0 
me 4
2
8 0 h 2
E
n=3 E=E0/9
n=2 E=E0/4
n > 1 stati eccitati
 1
1 

0  2 - 2 
 n 2 n1 
n=1 E=E0
SPETTRI DI EMISSIONE ATOMICI
SPETTRI DI EMISSIONE ATOMICI (SPETTRI A RIGHE)
e-
SPETTRO DELL’IDROGENO

= 1 = RH (1 - 1)
n n
 = -E (1 - 1)
E = h.c.=
0
n n
+
E
n1, n2 numeri interi e
semplici
n1<n2
RH = 1,09677 m-1
n1 = 1
n1 = 2
serie di Lyman (UV)
serie di Balmer
(visibile)
n1 = 3
serie di Paschen (IR)
n=4
n=3
n=2
Paschen
Balmer
Lyman
n=1
MECCANICA QUANTISTICA
De Broglie  Duplice natura CORPUSCOLARE e ONDULATORIA della materia
PARTICELLA
ONDA
FOTONE
ELETTRONE
PARTICELLA
c pc
E = h= h __=

n = 2r
= h
mv
ONDA
h
= __
p
e-
mvr = nh
2
n h = 2r
mv
HEISENBERG  PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE
Δ(mv)Δx 
h
4π
ΔvΔx 
e-
h
4ππ
ΔEΔt 
h
4π
FUNZIONI D’ONDA
 = (x,y,z) Funzione matematica che descrive il comportamento dell’elettrone.
EQUAZIONE DI SCHROEDINGER:
Consente di calcolare

le FUNZIONI D’ONDA 

le ENERGIE relative (autovalori)
DENSITA’ DI PROBABILITA’ 2
2
2dV probabilità di trovare l’elettrone nell’elemento di volume dV

 dV  1
d 2  4 2
 2 0
dx 2

h

mv
onda stazionaria
2
 2  h
2 2
m v
½mv2 = KE= E-V 
Energia cinetica

 2   2   2  4 2
 2  2  2   0 in 3D
2
x
y
z

 2   2   2  4 2 m 2 v 2



0
x 2 y 2 z 2
h2
 2   2   2  8 2 m


 2 ( E - V )  0
x 2 y 2 z 2
h
Energia potenziale
h 2   2  2  2 
- 2  2  2  2   V  E
8 m  x
y
z 
H=E
x=0
(Esempio: particella nella scatola)
Esempio: Particella nella scatola
Scatola unidimensionale (x) di lunghezza L
Nella scatola V=0 fuori dalla scatola V=
h 2 d 2

- 2

E

8 m dx 2
x=L
L
=(x)
d 2
82 m
2

E


k

2
2
dx
h
82 m
k
E
2
h
 = A sen(kx) + B cos(kx)
x=0
=0

B=0
 = A sen(kx)
x=L
=0

kL= n k  n
L

L
0
82 m
E L  n
2
h
 dx  1
2

En

A
2
L
n 2h 2

8mL2


 n 
  Asen x 
 L 
quantizzazione dell’energia

2  n 
sen x 
L  L 
ATOMO DI IDROGENO
 FUNZIONI D’ONDA ORBITALI
h 2   2  2  2 
e2
- 2  2  2  2   E
8 m  x
y
z  4 0 r
Equazione di Schroedinger
r = (x2+y2+z2)
(x,y,z) = (r,q,f) = n,l,m
Principale
Secondario
Magnetico
n = 1, 2, 3,…..
l = 0,1,…..n-1
m = +l, …0, … -l
n 
n, l, m numeri quantici
n valori di l
2l+1 valori di m
determina l’energia e le dimensioni degli orbitali
En = - E0/n2
l, m  determinano la forma e l’orientamento degli orbitali
Meccanica CLASSICA  ORBITA
Meccanica QUANTISTICA  ORBITALE
Numeri quantici
l
0
1
2
3
s
p
d
f
n valori di l
2l+1 valori di m
n2 orbitali
n
l
m
n,l,m
1
0
0
1,0,0
1s
1
1
2
0
0
2,0,0
2s
1
4
1
-1, 0, + 1
2,1,-1 ;2,1,0 ; 2,1,1
2p
3
0
0
3,0,0
3s
1
1
-1, 0, + 1
3,1,-1; 3,1,0; 3,1,1
3p
3
2
-2,-1, 0, + 1,+2
3,2,-2; 3,2,-1; 3,2,0; 3, 2,1 ; 3,2,2
3d
5
0
0
4,0,0
4s
1
1
-1, 0, + 1
4,1,-1; 4,1,0; 4,+1,1
4p
3
2
-2,-1, 0, + 1,+2
4,2,-2; 4,2, -1; 4,2,0; 4,2,1; 4,2,2
4d
5
3
-3,-2,-1, 0,
+ 1,+2, +3
4,3,-3; 4,3,-2; 4,3,-1; 4,3,0;
4,3,1; 4,3,2; 4,3,3
4f
7
3
4
Orbitale N°
tot
9
16
Orbitali s
n=1, l=0 1,0,0 = 1s
Orbitale 1s
1s 
 21s 
1
a 30
1
e
3
a 0
-
e
-
r
a0
1s
Probabilita’ Radiale 4r22
2
22r2
DENSITA' DI
PROBABILITA'
PROBABILITA'
RADIALE
2r
a0
r
n=2 l=0 2,0,0 = 2s
1s
2s
a0
r
Orbitali p
n=2 l=0 m=0
2s
n= 2 l= 1 m =0,  1
2p
1
2,1,-1 ; 2,1,0 ; 2,1,1 3
px
pz py
n2 =4
z
px
z
z
y
y
y
x
x
x
py
pz
n= 3
l=0
m=0
3s
1
n= 3
l= 1
m =0,  1
3p
3
n= 3
l= 2
m =0,  1,  2
3d
5
n2 =9
Orbitali d
y
z
z
x
y
x
dyz
dxz
dxy
z
y
y
x
x
dx2-y2
dz2
n= 4
l=0
m=0
4s
1
n= 4
l= 1
m =0,  1
4p
3
n= 4
l= 2
m =0,  1,  2
4d
5
n= 4
l= 3
m =0,  1,  2 ,  3
4f
7
Orbitali f
4f
8 lobi
dcssi.istm.cnr.it
n2 =16
Riepilogo
-n numero quantico principale
Determina
n = 1, 2, 3……
energia E= -E0
n2
dimensioni
per ogni valore di n ci sono n2 orbitali
- l numero quantico secondario
l = 0, 1, 2…n-1
determina la forma degli orbitali (2l lobi)
Per ogni n, può assumere n valori
-m numero quantico magnetico
m = 0,  1,  2… l
determina la direzione degli orbitali
Per ogni l, può assumere (2l + 1) valori
-ms numero quantico di spin
ms =  1/2
determina il verso di rotazione dell’elettrone su se stesso
ATOMI POLIELETTRONICI
Impossibile risolvere esattamente l’equazione di Schroedinger
 Soluzione con metodi approssimativi n,l,m
Forma degli orbitali  come per l’atomo di idrogeno
Energia degli orbitali  dipende da n,l
Effetto di schermo S (elettroni su orbitali interni)
Carica nucleare Z  Carica nucleare efficace Zeff
Zeff = Z-S
S=Sisi
RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI
-Principio di Aufbau
-Principio di esclusione di Pauli
-Principio della massima molteplicità
Aufabu
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f< 5d<6p<7s<5f
Riempimento orbitali
1s
Z
1
H
1s1
2
He
1s2
Z
I periodo
2s
3
Li
[He] 2s1
4
Be
[He] 2s2
5
B
[He] 2s22p1
6
C
[He] 2s22p2
7
N
[He] 2s22p3
8
O
[He] 2s22p4
9
F
[He] 2s22p5
10 Ne
[He] 2s22p6
2p
II periodo
Z
3s
III periodo
11 Na
[Ne] 3s1
12 Mg
[Ne] 3s2
13 Al
[Ne] 3s23p1
14 Si
[Ne] 3s23p2
15 P
[Ne] 3s23p3
16 S
[Ne] 3s23p4
17 Cl
[Ne] 3s23p5
18 Ar
[Ne] 3s23p6
IV periodo
3p
Riempimento orbitali d: elementi di transizione
Riempimento orbitali f: terre rare
PROPRIETA’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI
POTENZIALE DI IONIZZAZIONE
I
M(g) + I1  M+(g) + e-
I1 potenziale di prima ionizzazione
M+ ione (catione) monovalente
M+(g) + I2  M2+(g) + e-
I2 potenziale di seconda ionizzazione
M 2 + catione bivalente
AFFINITA’ ELETTRONICA
Ae
X(g) + e-  X-(g) + Ae
Ae negativa
X- anione
METALLI
I basso
Ae bassa
NON METALLI
I alto
Ae alta (fortemente negativa)
I cresce al crescere del gruppo
decresce al crescere del periodo
Ae cresce (diventa più negativa) al crescere del gruppo
decresce al crescere del periodo
ELETTRONEGATIVITA’
I
s1
II
Tavola periodica
III IV V VI VII VIII
s2p
s2
Riempimento orbitali d
Riempimento orbitali f
s2p3
s2p5 s2p6
s2p2
s2p4
Proprietà fisiche
Proprietà chimiche
LEGAME CHIMICO
ATOMI  MOLECOLE
- FORMULA BRUTA (es. H2O, C2H4, H2SO4)
- FORMULA DI STRUTTURA (isomeri)
IONICO
OMEOPOLARE
LEGAME CHIMICO
COVALENTE
POLARE
METALLICO
VAN DER WAALS
FORZE INTERMOLECOLARI
LEGAME IDROGENO
ENERGIA DI LEGAME
r0= distanza di legame
repulsione
El= energia di legame
El=D energia di dissociazione
attrazione
H2
H+H
LEGAME IONICO
Ioni positivi e negativi (anioni) tenuti insieme da interazioni elettrostatiche
Ioni positivi (cationi)  elementi aventi basso I (metalli)
Ioni negativi (anioni)  elementi aventi alta Ae (non metalli)
Na+
Energia reticolare
Cl-
Na+
Cl-
Misura
Eret
Na(s) + ½ Cl2(g)  NaCl(s)
Hf
ClNa+
Cl-
Na+(g) + Cl-(g)  NaCl (s)
ClNa+
Cl-
Na+
Na+
Cl-
Na+
Na+
CICLO DI BORN-HABER
Na(s)  Na(g)
Na(g)  Na+(g) + e½ Cl2(g)  Cl(g)
Cl(g) + e-  Cl-(g)
Na+(g) + Cl-(g)  NaCl (s)
Hsub
I1
½D
Ae
Eret
Hf = Hsub + I1 + ½ D+ Ae + Eret
Cl-
Na+
Cl-
H°f
Na(s) +
1/2 Cl2(g)
NaCl(s)
Hsub
1/2 D
Na(g)
Cl(g)
I1
Ae
Eret
Na+(g)
Cl-(g)
Costanti di Madelung
Na+
Cl-
Na+
Na+
Cl-
Cl-
R1
Na
Na+
Cl-
+
Na+
ClNa+
Cl-
Na+
R0
Cl-
R3
R2
Na+
Cl-
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Cl-
Na+
R1  2R 0;R 2  3R 0;R 3  2R 0.......
E MAD
e2
e2
e2
e2
 -6
 12
-8
6
 .....
R0
2R 0
2R 0
3R 0
LEGAME COVALENTE
Teoria a coppia di elettroni (Lewis )
Teoria del legame di valenza (VB)
MOLECOLE BIATOMICHE OMONUCLEARI:
r
H.
H
.
H2
H
H-H
1s
:
:
. Cl
.
:
3s2 3p5
: Cl
:
Cl
:
Cl2
1s
Cl-Cl
3p
3p
MOLECOLE BIATOMICHE ETERONUCLEARI:
LEGAME COVALENTE POLARE
:
HCl
H . . Cl :
H
Cl
H
1s
3p
3p5
3s2
+
Cl
:
1s
H
Cl
mHCl = .rHCl
m = .r
%%ion=em.r x100
ELETTRONEGATIVITA’
Mulliken xA=½(I+Ae)
Pauling (EA-B)teor= ½(EA-A+EB-B)
%ion=1-exp{-[¼(xA-xB)2]}
= (EA-B)sper- (EA-B)teor
___
xA-xB=0,102
z
Legami multipli
.
:N . N
.
.
: .
.
N
px py pz
N
pz
N
x
px
2s2 2p3
2s2 2p3

pz
px
py
py y


x
1+
2
.
:O . O
:. .
O
legame 
:
:
O
px py pz
pz
O
O

O
2s
2
2p
4
py
y
legame 
Legame singolo  
Legame doppio  
Legame triplo  
E> E
Etriplo > Edoppio > Esingolo
Orbitali s  
Orbitali p  ,
MOLECOLE POLIATOMICHE
-
 
H2O
O
O
O
2s
2
2p
4
H
H
H
+ H
2
H
H +
2
angolo di
legame (104°)
  
NH3
N
N
2
2s
3
2p
H
H
H
HNO2
 
  
N


O

N
O
H

m
O
H
O
O
ORBITALI IBRIDI
C
2s2 2p2
Bivalente  no! TETRAVALENTE
CH4 4 legami equivalenti
sp3 = N (2s + 2px + 2py + 2pz )
2s2 2p2
2s 2p3
4 orbitali ibridi
equivalenti
isoenergetici
-
+
-
+
+
ibrido sp3
H
H
C
H
H
H
H
C
H
H
2s2 2p2
sp2 = N (2s + 2px + 2py )
y
z
2s 2p3
+
px py pz
x
y
- + - +
x
L’orbitale pz non ibridizzato rimane lungo l’asse z
 al piano degli orbitali ibridi
ibridi sp2 pz
H

H
H
H
z
C
y
sp2 pz
sp2 pz
pz
120°
sp2
x
H
C
C
C
H
Orbitali ibridi: legami 
Orbitale non ibrido: legame 
H
H
sp = N (2s + 2px )
2s2 2p2
2s 2p3
180°
Orbitali ibridi: 2 legami 
Orbitali non ibridi: 2 legame 
x
orbitali py e pz non ibridizzati
 tra loro e al piano degli orbitali ibridi
CO2 O = C = O
 

H-CC-H


C
C
H
+
sp
x
ibridi sp py pz
H
+
+
s
-
-
-
+
px pypz
C2H2
px
+
O
C
O
SOMMARIO
Ibridazione sp3  tetraedrica
angoli di 109°
4orbitali ibridi  4 legami 
sp3
sp2
sp
p
p
Ibridazione sp2  trigonale planare
angoli di 120°
3 orbitali ibridi  3 legami 
1 orbitale p non ibridato  al piano
 1 legame 
Ibridazione sp  lineare
angoli di 180°
2 orbitali ibridi  2 legami 
2 orbitali p non ibridati  2 legame 
s
PF5
p
d
F
P
sp3d
F
5 legami 
P
F
F
nc=5
F
d
s
SF6
dz2 dx2-y2
p
S
d2sp3
sp3d2
z
F
6 legami 
F
nc
F
y
F
S
F
x
F
dsp2 s, px, py dx2-y2
[PtCl4]2-
[FeF6]3-
VALENCE SHELL ELECTRON PAIRS REPULSION
(VSEPR)
90°
nc=2 180°
lineare
1
120°
nc=3 120°
trigonale
planare
sp2
nc = 2
nc=4 109,5°
tetraederica
sp3
Be
nc=6 90°
ottraederica
d2sp3
H-Be-H
B
nc = 3
nc=5
bipiramide
trigonale
dsp3
F
F
B
F
C
nc =4
O
N
H
N
C
H
H
H
H
H
H
H
F
PF5 5 legami 
H
nc = 6
F
nc = 5
O
F
F
P
F
SF6 6 legami 
F
F
H-O
H O
N
H-CN
2  180°
O
H-O
3
120°
S
F
F
F
E se ci sono legami ?
Solo legami  + lone pair determinano la geometria molecolare
C=O
F
2 lp
120°
O=C=O
2  180°
LEGAME DATIVO
H+ + NH3  NH4+
  
d

H
H
  
+
N
+
N+
N
N
2
2s
3H
H+
2p3
d
HNO3
H
H
H
H
2s
 
  
O
O
N
O
O
2p3
H

H O
N
O
d

+
N
 
  
O
O
O
O-
H
N+


-
H O
O
H
H
RISONANZA
C6H6
H
H
C
H
C H
C
C
H
H
C
H
HNO2 
H+
C
+ NO2
C
H
C
H
C
H
-
HNO3  H+ + NO3-
O
H
N
-
O
-
O
H-Cl  H+ Cl-
O
O
C
-
-
O
N+
N+
O
O
O
H
C
C H
C
C
H
H
C
H
N
-
O
 H-Cl
H
C
C
H
C
O
-
N+
-
O
O
-
Orbitale Molecolare
E
LCAO
Linear Combination of Atomic Orbitals
a-

MO= A B
+E

b= A+ B Orbitale di legame
a= A- B Orbitale di antilegame

-E


E
E
orbitali
atomici
+
di antilegame 
+
+
-
1s

orbitali molecolari
1s
+
-
+
1s
1s

di legame 
Ordine di legame
LCAO Si combinano orbitali di pari: a) Energia, b)Simmetria ( o )
E
E

-
-
+
+




E



2p

E
2p
2p



N2



2s
2p
2s
2s

O2
2s


E
E


2p
n.l.
2p
1s



2s
C

H
HF
2p
F
2s
CO
O
H
H
C
C
C
C
C
C
H
*
*,*
E
H
H
H
2pz
,

LEGAME METALLICO
+
+
+
e-
+
+
e-
+
NA/2 LIVELLI VUOTI
+
e-
e-
e+
+
e+
BANDA DI ENERGIA
+
+
NA/2 LIVELLI PIENI
NA
NA
Na
RETICOLO CRISTALLINO
 IONI METALLICI
BANDA DI
CONDUZIONE
(VUOTA)
ELETTRONI DI VALENZA
MARE DI FERMI
BANDA DI
VALENZA
(PIENA)
Mg
Isolante E ~ 5eV
BANDA DI
CONDUZIONE
E
BANDA DI
VALENZA
Semiconduttore
E ~ 0,61 eV
E
conduttore
isolante
Semiconduttori es. Si
Drogaggio p es. B
+
semiconduttore
Drogaggio n es. P
e-
FORZE INTERMOLECOLARI
Van der Waals
dipolo-dipolo
dipolo- dipolo indotto
dipolo indotto- dipolo indotto
Legame idrogeno
Legami covalenti
Forze intermolecolari
Energia
100-1000 KJ/mole
0,1-10 KJ/mole
Solidi > liquidi >> gas  0
Gas reali> gas ideali =0
dipolo-dipolo indotto
+
-
+
-
-
-
+
dipolo-dipolo
+
Energia
FORZE DI VAN DER WAALS
-
+
dipolo indotto -dipolo indotto
+
-
Es F2, Cl2, Br2, I2
dipolo
instantaneo
-
molecole
apolari
-
distanza
+
+
dipolo
indotto
E=-c
d6
LEGAME IDROGENO
X__H………Y
- 
O
H
H
O
O
H
O
H
H
O
H
H
O
H
O
H
cem.msu.edu
O
H
O
CH3
C
H-O
C
C
O-H
O
CH3
C
H
H
H
C
C
C
C
C
H
O
H
H
H
H
H
O
H
H
H
NUMERO DI OSSIDAZIONE
Es.
HCl H+ ClH2O 
2 H+ O2-
H = +1 Cl = -1
H = +1 O = -2
Es.
NaCl 
Na = +1 Cl = -1
Na+ Cl-
Es. H-H, O=O , Cu, Fe NOX = 0
H: +1, (tranne che negli idruri metallici es. NaH –1)
O: -2, (tranne che nei perossidi –1)
Metalli alcalini (I gruppo): +1
Metalli alcalino-terrosi (II gruppo): +2
H2SO4 H = +1; O = -2; S = +6
Na2CO3 Na = +1; O = -2; C = +4
Es. NO3NH4+
O = -2; N = +5
H = +1; N = -3
2x1+4x(-2)+6=0
2x1+3x(-2)+4=0
3x(-2)+5= -1
4x1-3 = +1
NOMENCLATURA
Razionale (IUPAC)
Tradizionale
Composti dei metalli (ionici)
non metalli (covalenti)
Composti binari:
-con l’ossigeno (OSSIDI)
l’ossigeno ha numero di ossidazione NOX= –2.
- con l’idrogeno (IDRURI)
l’idrogeno ha numero di ossidazione NOX= 1.
OSSIDI METALLICI
2Na +1/2 O2  Na2O
ossido di sodio NOX= +1
Ca +1/2 O2  CaO
ossido di calcio NOX= +2
Se il metallo forma due ossidi diversi in cui presenta diverso NOX
Razionale:
Si indica il NOX del metallo
Tradizionale - OSO per il NOX più basso, -ICO per il NOX più alto.
Fe +1/2 O2  FeO
NOX= +2
Ossido di ferro (II) - ferroso
2Fe +3/2 O2  Fe2O3
NOX= +3
Ossido di ferro (III) - ferrico
2Cu +1/2 O2  Cu2O
Cu +1/2 O2  CuO
NOX= +1
NOX= +2
ossido di rame (I) - rameoso
ossido di rame (II) - rameico
OSSIDI DEI NON METALLI (ANIDRIDI )
Razionale:
numeri greci per indicare il n. di atomi dell’elemento
Tradizionale: - OSA per il NOX più basso, -ICA per il NOX più alto.
CO2
SO2
SO3
N2O
NO
N2O3
NO2
N2O5
NOX = +4
NOX = +4
NOX = +6
NOX= +1
NOX= +2
NOX = +3
NOX = +4
NOX = +5
diossido di carbonio anidride carbonica
diossido di zolfo
anidride solforosa
triossido di zolfo
anidride solforica
ossido di diazoto
ossido di azoto
triossido di diazoto anidride nitrosa
diossido di azoto
pentaossido di diazoto anidride nitrica
Più di due anidridi :
Es.
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
NOX più basso di tutti  prefisso IPO-;
NOX più alto di tutti  prefisso PER-.
NOX = +1
NOX = +3
NOX = +5
NOX = +7
Anidride ipoclorosa
Anidride clorosa
Anidride clorica
Anidride perclorica
Esistono anche composti nei quali l’ossigeno presenta
numero di ossidazione –1;
tali composti prendono il nome di perossidi:
Es.
H2O2 perossido di ossigeno, o acqua ossigenata
Na2O2 perossido di sodio
I perossidi metallici contengono lo ione O22-.
Alcuni metalli formano superossidi contenenti lo ione O2-.
KO2 superossido di potassio
Nel difluoruro di ossigeno F2O l’ossigeno ha NOX=+2
Per reazione con l’acqua gli ossidi metallici formano IDROSSIDI.
Na2O +H2O  2 Na(OH)
CaO +H2O  Ca(OH)2
FeO +H2O  Fe(OH)2
Fe2O3 +3H2O  2 Fe(OH)3
idrossido di sodio
idrossido di calcio
idrossido di ferro (II) - ferroso
idrossido di ferro (III) - ferrico
Gli idrossidi in acqua si dissociano rilasciando ioni metallici e ioni OH(ossidrile).
Na(OH)

Idrossido di sodio
Na+ +
ione sodio
Fe(OH)2

Idrossido di ferro (II)
(Idrossido ferroso )
OH-
Fe+2 +
2 OHione ferro +2
(ione ferroso)
Gli ossidi dei non metalli reagiscono con l’acqua producendo ACIDI.
CO2 + H2O  H2CO3
acido carbonico
SO2 + H2O  H2SO3
SO3 + H2O  H2SO4
acido solforoso
acido solforico
N2O3 + H2O  2 HNO2
N2O5 + H2O  2 HNO3
acido nitroso
acido nitrico
Cl2O + H2O  2 HClO
Cl2O3 + H2O  2 HClO2
Cl2O5 + H2O  2 HClO3
Cl2O7 + H2O  2 HClO4
acido ipocloroso
acido cloroso
acido clorico
acido perclorico
Gli acidi possono distinguersi anche per il diverso grado di IDRATAZIONE;
massimo grado di idratazione  prefisso ORTO,
minimo grado di idratazione  prefisso META.
grado di idratazione intermedio prefisso PIRO.
Es
P2O5 + 3H2O  2 H3PO4
P2O5 + 2H2O  2 H4P2O7
P2O5 + H2O  2 HPO3
acido ortofosforico (o fosforico)
acido pirofosforico
acido metafosforico
Gli acidi in acqua si dissociano in ioni H+ ed ANIONI.
ACIDO suffisso -ICO  ANIONE suffisso -ATO,
ACIDO suffisso -OSO  ANIONE suffisso -ITO.
Es.
HNO3 acido nitrico
HNO2 acido nitroso


NO3- ione nitrato +H+
NO2- ione nitrito + H+
Da un acido diprotico o poliprotico possono derivare più di un anione.
Es.
H2CO3 acido carbonico
HCO3- ione idrogenocarbonato (bicarbonato)
CO3-2 ione carbonato
H3PO4
H2PO4HPO42PO43-
acido ortofosforico (o fosforico)
ione diidrogenofosfato
ione idrogenofosfato
ione fosfato
IDRURI
I metalli formano IDRURI ionici, nei quali l’idrogeno ha NOX= –1.
Es. NaH (idruro di sodio), CaH2 (idruro di calcio)
I non metalli formano idruri covalenti :
CH4 metano NH3 ammoniaca
H2O acqua
Dall’ammoniaca deriva lo ione ammonio (NH4+).
NH3 + H2O  NH4+ + OHElementi VI e VII gruppo: idruri a carattere acido (IDRACIDI)
Razionale: elemento –URO di idrogeno
Tadizionale: acido –IDRICO; ione -URO
Cl2 +H2  2 HCl
S+ H2  H2S
cloruro di idrogeno
solfuro di idrogeno
HCl  H+ + ClH2S  H+ + HSHS-  H+ + S2-
ione cloruro
ione idrogenosolfuro (bisolfuro)
ione solfuro
acido cloridrico
acido solfidrico
I sali sono composti ionici formati da ANIONI e CATIONI.
Ca(OH)2 +2HCl  CaCl2 + 2H2O
NaOH + HCl  NaCl +H2O
2 Na(OH) + H2CO3 Na2CO3 + 2H2O
CaCl2 = cloruro di calcio
NaCl = cloruro di sodio
Na2CO3= carbonato di sodio
Le cariche negative (anioni) devono bilanciare quelle positive (cationi).
Clorato di sodio  (ione sodio Na+ + ione clorato ClO3-)  NaClO3
Fosfato di calcio  (ione calcio Ca2+ + ione fosfato PO43-) Ca3(PO4)2
Idrogenosolfato di sodio (ione Na+ + ione idrogenosolfato HSO4-)
 NaHSO4
Solfato di sodio  (ione sodio Na+ + ione solfato SO42-)  Na2SO4
Cloruro di ferro (II) - ferroso  (ione Fe2+ + ione cloruro Cl-)  FeCl2
Cloruro di ferro (III) - ferrico  (ione Fe3+ + ione cloruro Cl-  ) FeCl3
Solfuro di alluminio:
Al2S3
Al3+ S2- Al2S3