Orario delle Lezioni

• Non metallo + ossigeno ���� ossido (acido o anidride)

� + �� → ���

• Non metallo + idrogeno ���� idracido

��� +�� → ����

• Ossido acido + acqua ���� ossiacido

��� + ��� → �����

Reattività dei Non-Metalli

Ossiacidi e Loro Anioni

B C N O F

+3

0

-3

+4

+2

0

-4

+5

+4

+3

+2

+1

0

-1

-2

-3

0

-1

-2

0

-1

Elemento N. Oss. Acido Anione

B +3 H3BO3

(acido borico)

BO33-

(borato)

C +4 H2CO3

(acido carbonico)

CO32-

(carbonato)

Ossiacidi e Loro Anioni

Elemento N. Oss. Acido Anione

N +3 HNO2

(acido nitroso)

NO2-

(nitrito)

+5 HNO3

(acido nitrico)

NO3-

(nitrato)

Ossiacidi e Loro Anioni

P S Cl, Br, I

+5

+3

+1

0

-3

+6

+4

+2

0

-1

-2

+7

+5

+3

+1

0

-1

Ossiacidi e Loro Anioni

Elemento N. Oss. Acido Anione

P +5 H3PO4

(acido fosforico)

PO43-

(fosfato)

+5 H4P2O7

(acido pirofosforico)

P2O74-

(pirofosfato)

Ossiacidi e Loro Anioni

P O

O

O-

O-

P O-

O

O-

pirofosfato

Elemento N. Oss. Acido Anione

S +4 H2SO3

(acido solforoso)

SO32-

(solfito)

+6 H2SO4

(acido solforico)

SO42-

(solfato)

+6 H4S2O7

(acido disolforico)

S2O72-

(disolfato)

Ossiacidi e Loro Anioni

S O

O

O-

O-

S

O

O-

O S O

O

O-

O

disolfatosolfato

Elemento N. Oss. Acido Anione

S +4/0 - S2O32-

(tiosolfato)

+6 H2S2O8

(acido persolforico)

P2O82-

(persolfato)

Molti altri…

Ossiacidi e Loro Anioni

S O

S

O-

O-

tiosolfato

S

OO-

OO

S

O-

O

OO

persolfato

Elemento N. Oss. Acido Anione

X =

Cl, Br, I

+1 HXO(acido ipocloroso)

(acido ipobromoso)

(acido ipoiodoso)

XO-

(ipoclorito)

(ipobromito)

(ipoiodito)

+3 HXO2

(acido cloroso)

(acido iodoso)

XO2-

(ipoclorito)

(ipoiodito)

+5 HXO3

(acido clorico)

(acido bromico)

(acido iodico)

XO3-

(clorito)

(bromito)

(iodito)

+7 HXO4

(acido perclorico)

(acido perbromico)

(acido periodico)

XO4-

(perclorito)

(perbromito)

(periodito)

Ossiacidi e Loro Anioni

Elemento N. Oss. Acido Anione

Mn +6 H2MnO4

(acido manganico)

MnO42-

(manganato)

+7 HMnO4

(acido permanganico)

MnO4-

(permanganato)

[vedi solfato…]

Cr +6 H2CrO4

(acido cromico)

CrO42-

(cromato)

[vedi solfato…]

+6 H2Cr2O7

(acido dicromico)

Cr2O72-

(dicromato)

[vedi disolfato…]

Ossiacidi e Loro Anioni

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)

Destabilizzazione di antilegame > stabilizzazione di legame

En

erg

ia

Orbitale

atomico

atomo 1

Orbitale

atomico

atomo 2

Stabilizzazione

dovuta al legame

Destabilizzazione

dovuta all’antilegame

Orbitale

molecolare

di LEGAME

Orbitale

molecolare

di ANTILEGAME

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.

Teoria dell’Orbitale Molecolare (Molecular Orbital Theory)

Schema degli Orbitali Molecolari della Molecola di H2

2s 2s

σ2s

σ*2s

1s 1s

σ1s

σ*1sLUMO

HOMO

2s 2s

σ2s

σ*2s

1s 1s

σ1s

σ*1s

Schema degli Orbitali Molecolari della Molecola di He2

LUMO

HOMO

2s 2s

2p

σ2s

σ*2s

σ2p

π2p

π*2p

σ*2p

Schema degli Orbitali Molecolari della Molecola di N2

LUMO

HOMO

2s 2s

2p

σ2s

σ*2s

σ2p

π2p

π*2p

σ*2p

Spartan per calcolo!

Schema degli Orbitali Molecolari della Molecola di O2

LUMO

HOMO

Paramagnetismo

di O2 spiegato!!!

Schema degli Orbitali Molecolari della Molecola di NO

2s (N)

2s (O)

2p (O)

2p (N)

σ2s

σ*2s

σ2p

π2p

π*2p

σ*2p Elettrone spaiato su orbitale

con maggior carattere di N

(vedi VBT!)

Orbitale con maggior carattere di O

(vedi VBT!)

O più elettronegativo di N:

O ha orbitali a energia più bassa.

• 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.

Teoria dell’Orbitale Molecolare (Molecular Orbital Theory)

• Polarità del legame aumenta con differenza

di elettronegatività.

Legame Covalente Polare e MOT

Legame Ionico

• Se differenza di elettronegatività è molto grande

si ottiene un legame ionico.

Legame Ionico