Introduzione alla chimica organica. 1. Regola ottetto 2. Teoria del legame 3. Geometria delle molecole
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1 Introduzione alla chimica organica 1. Regola ottetto 2. Teoria del legame 3. Geometria delle molecole
2 La chimica organica tratta di pochissimi atomi che si possono combinare in moltissimi modi Grande importanza ha la classificazione Occorre ragionare come se le molecole fossero costituite da pezzi, denominati gruppi funzionali Rendono diverse molecole apparentemente identiche Rendono simili per reattività molecole diverse
3 Regola dell ottetto e teoria del legame Gli atomi tendono ad acquistare o a perdere elettroni fino a quando raggiungono la configurazione con otto elettroni di valenza. LEGAME COVALENTE APOLARE LEGAME COVALENTE ETEROPOLARE LEGAME IONICO
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11 Legame covalente dativo Se un atomo, che ha già completato l ottetto ha ancora una o più coppie libere di elettroni non condivisi- può donarli ad un altro atomo. Simbolo freccia (dir. donatore-accettore) Es HClO 2, HClO 3, HClO 4, HNO 3, NH 4 +
12 Elettronegatività Elettronegatività : esprime la maggiore o minore tendenza di un atomo in una molecola ad attirare verso di sé gli elettroni condivisi
13 Legame ionico La differenza di elettronegatività è uguale a 1,9. Tale valore è comunque indicativo perché il carattere ionico aumenta con gradualità all aumentare della differenza di elettronegatività.
14 Legame metallico Gli elettroni esterni in un metallo possono allontanarsi e muoversi liberamente tra gli atomi vicini (mare di elettroni) Questo mare tiene uniti gli ioni positivi dei metalli. L attrazione tra i due rappresenta il legame metallico Le proprietà tipiche dei metalli: conducibilità termica, elettrica, malleabilità e duttilità sono riconducibili alla libertà di movimento degli elettroni
15 Teoria VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion (1957) Geometria lineare Geometria triangolare planare Geometria tetraedrica Due coppie Tre coppie quattro coppie La geometria molecolare (forma della molecola) dipende dalla tendenza delle coppie di elettroni di valenza (libere o condivise) che stanno intorno all atomo centrale (coppie solitarie, legami singoli e legami multipli) a disporsi secondo angoli che consentono di stare il più lontano possibile l uno dall altro per minimizzare la repulsione elettrostatica.
16 Molecole polari e non MOLECOLA POLARE: la carica è distribuita in modo asimmetrico (dipolo) MOLECOLA APOLARE : senza separazione di carica
17 Le coppie di elettroni liberi (lone pair) si comportano in maniera simile ma: Sono soggette alla attrazione di un solo nucleo Tendono a rimanere più vicine ad esso Quindi: le coppie libere generano una repulsione maggiore sulle coppie di legame (si avvicinano) La repulsione tra due coppie libere è maggiore
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21 Attrazioni intermolecolari A. ATTRAZIONI DIPOLO-DIPOLO B. FORZE DI DISPERSIONE DI LONDON (FORZE TRA DIPOLI INDOTTI) A e B = FORZE DI Van der Waals C. LEGAME A IDROGENO
22 Attrazioni dipolo-dipolo Legami elettrostatici tra dipoli permanenti. Interazioni a corto raggio, cioè agiscono su brevi distanze.
23 Forze di London: attrazione tra dipoli temporanei che generano momenti dipolari indotti nelle molecole vicine. Agiscono a corto raggio.
24 LEGAME A IDROGENO Forza attrattiva che si stabilisce tra molecole che contengono un atomo di idrogeno legato covalentemente a un atomo piccolo, molto elettronegativo e con una o più coppie elettroniche libere es. N,O,F E la più intensa forza attrattiva intermolecolare. Influenza le proprietà fisiche della sostanza (es Temperatura di ebollizione)
25 Confronto energie di legame quanta energia occorre per allontanare l una dall altra le particelle legate? TIPO DI LEGAME ENERGIA NECESSARIA PER ROMPERE LEGAME (Ev) Covalente (interatomico) >4 Ionico(interatomico) Circa4 Metallico(interatomico) A idrogeno (intermolecolare) Van der Waals(intermolecolare)
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