Il Legame Chimico e la Struttura Molecolare

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1 A.A CCS-Biologia CCS-Scienze Geologiche 1 Il Legame Chimico e la Struttura Molecolare Energia di interazione di due atomi di idrogeno Cap , 9, 10(a/b), 17-20, 27-28, 31-33, 37-40, 52, 93-96

2 Interazioni tra atomi 2 r Energia di attrazione E = A r n r Energia di repulsione E = + B r m (m > n)

3 3 E + repulsione 0 r M ΔE risultante attrazione r _ Si forma un legame chimico se ΔE 50 kj/mole

4 Formazione della molecola 2 4

5 LEGAME CIMICO 5 Gli obiettivi:!! 1. La distribuzione degli elettroni di valenza nelle molecole e negli ioni.! 2. Le strutture molecolari! 3. Le proprietà di legame ed il loro effetto sulle proprietà molecolari.!

6 Tipi di Legame Chimico! 6 Legame ionico trasferimento completo di 1 o più elettroni da un atomo ad un altro! Legame covalente alcuni elettroni di valenza sono condivisi fra due atomi! La maggior parte dei legami sono intermedi tra questi estremi.!

7 Legame Ionico 7 E un legame di natura elettrostatica che si forma tra due elementi aventi rispettivamente -una bassa energia di ionizzazione -un alta affinità elettronica Forza attrattiva = k q + x q La forza attrattiva aumenta all aumentare della carica ionica, e diminuisce all aumentare della distanza tra gli ioni. r 2 Legge di Coulomb Es.: NaCl, FeSO 4

8 8 Le Temperature di fusione dei solidi ionici dipende dalla carica e dal raggio ionico Composto Temperatura di fusione ( C) Composto Temperatura di fusione ( C) LiF LiCl Li NaF NaCl NaBr NaI KCl MgCl MgO 2 CaO CaF 2 CaCl 2 Al 2 O Aumentano le Dimensioni, quindi il raggio r.

9 Il legame covalente 9 a origine dalla condivisione di elettroni tra due elementi di elettronegatività uguale o confrontabile Tra i nuclei aumenta la densità elettronica originando un legame se la forza attrazione nuclei-elettroni > repulsione tra nuclei e tra elettroni elettroni nuclei 2009 Brooks/Cole - Cengage 9

10 La teoria del legame di valenza 10 Il legame covalente si forma per sovrapposizione di orbitali atomici Più estesa è la sovrapposizione degli orbitali atomici, più forte è il legame La sovrapposizione di due orbitali s E legame kj/mol d 0.74 Å 2009 Brooks/Cole - Cengage 10

11 11 La sovrapposizione assiale di due orbitali p Legame σ : simmetria cilindrica attorno all asse internucleare 2009 Brooks/Cole - Cengage 11

12 La sovrapposizione laterale di due orbitali p 12 Legame π : sovrapposizione nulla sull asse internucleare Più debole del legame σ p 2009 Brooks/Cole - Cengage 12

13 13 Sovrapposizione di un orbitale (1s) e un orbitale Cl (2p) Cl + Cl

14 Elettroni nelle Molecole La distribuzione degli elettroni è rappresentata con strutture elettroniche a punti di Lewis 14 G. N. Lewis Cl Coppia di! legame Gli elettroni di valenza sono classificati come: -condivisi o COPPIE di LEGAME -non condivisi o COPPIE SOLITARIE. Coppie solitarie

15 Elettroni di Valenza 15 Gli elettroni sono classificati come elettroni degli strati interni (core) e di valenza!! B 1s 2 2s 2 2p 1! core = 1s 2, valenza = 2s 2 2p 1! Br [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5! core = [Ar] 3d 10, valenza = 4s 2 4p 5!

16 Regola dell ottetto! 16 Un atomo tende ad acquistare o perdere elettroni affinchè il suo livello esterno "guscio di valenza abbia otto elettroni. Ci sono eccezioni alla regola dell ottetto: es. BF 3 BF 3

17 Come Disegnare una Struttura a Punti di Lewis! 17 Ammoniaca, N 3!!! 1. Individuare l atomo centrale (quello con!!!!la più bassa affinità elettronica).!!! 2. Contare gli elettroni di valenza!!! = 1 e N = 5!!!Totale = (3 x 1) + 5!!!!!= 8 elettroni pari a 4 coppie!

18 18 3. Formare un legame singolo fra l atomo centrale e ciascun altro atomo!!-servono tre coppie-! N 4.!La restante coppia completa!l ottetto.! N Quindi: 3 COPPIE di LEGAME ed 1 COPPIA SOLITARIA.!

19 19 Biossido di Carbonio, CO 2 1. Atomo centrale = C! 2. Elettroni di valenza = _16_ pari a _8_coppie! 3. Formare i legami.! 1 coppia 2 coppia 4. Posizionare le restanti 6 coppie solitarie sugli atomi.!

20 20 Biossido di Carbonio, CO 2 5. Perchè il Carbonio abbia un ottetto, dobbiamo formare DOPPI LEGAMI fra C e O.! La seconda coppia di legame forma un legame (π).!

21 2 CO 21 Legami doppi si formano comunemente tra C, N, P, O, e S! SO 3 C 2 F 4

22 Eccezioni alla Regola dell Ottetto 22 Generalmente succede con il Boro e gli elementi dei periodi superiori. 1 coppia 3 coppia 2 coppia BF 3 SF 4

23 GEOMETRIA MOLECOLARE Teoria VSEPR 23 La disposizione geometrica dei legami intorno ad un atomo dipende dal numero di coppie elettroniche (di legame + solitarie) che lo circondano. Tali coppie si dispongono il più lontano possibile fra loro nello spazio intorno all atomo centrale.

24 No. of e - Pairs Around Central Atom Example Geometry 24 2 F Be F linear F F B F planar trigonal C 109 tetrah edral 2009 Brooks/Cole - Cengage

25 No. of e - Pairs Around Central Atom Example Geometry 25 2 F Be F linear F F B F planar trigonal C 109 tetrah edral 2009 Brooks/Cole - Cengage

26 26 Le geometrie previste dal modello VSEPR per le molecole del tipo AX 2 ad AX 6 che contengano legami covalenti singoli Brooks/Cole - Cengage

27 27 Determinazione della Struttura con la VSEPR Ammoniaca, N 3! 1. Disegnare la struttura elettronica a punti! 2. Contare le coppie di legame e solitarie = 4! N 3. Le 4 coppie elettroniche si posizioneranno ai vertici di un tetraedro.! N lone pair of electrons in tetrahedral position La GEOMETRIA DELLE COPPIE ELETTRONICE E TETRAEDRICA.

28 Determinazione della Struttura con la VSEPR 28 Ammoniaca, N 3 La geometria delle coppie di elettroni è tetraedrica. N lone pair of electrons in tetrahedral position Click movie to play La GEOMETRIA MOLECOLARE (le posizioni degli atomi) è PIRAMIDALE Brooks/Cole - Cengage

29 29 Strutture e VSEPR Acqua, 2 O! 1. Disegnare la struttura elettronica a punti! 2. Contare le coppie solitarie e di legame = 4! 3. Le 4 coppie elettroniche sono ai vertici di un tetraedro.! O La geometria delle coppie elettroniche è TETRAEDRICA. La geometria molecolare è ANGOLARE

30 L influenza delle coppie solitarie: gli angoli di legame nel metano, ammoniaca e acqua 30

31 Elettronegatività 31 Elettronegatività: La capacità di un atomo in una molecola di attrarre gli elettroni impegnati in un legame chimico. Pauling ha proposto una scala che varia da 0.7 (Cs) a 4.0 (F) Brooks/Cole - Cengage

32 Percentuale di Carattere Ionico di un Legame Brooks/Cole - Cengage

33 Legami polari ed elettronegatività 33 Quando due atomi con elettronegatività diversa condividono elettroni il legame tra loro è polare. δ+ δ Cl La coppia elettronica di legame si sposta verso l atomo con maggiore elettronegatività, originando la formazione di cariche parziali Brooks/Cole - Cengage

34 Momenti dipolari e geometria delle molecole 34 +q d -q µ = q d (Coulomb metro) µ = momento di dipolo 1 debye = 3, C m La coppia elettronica di legame si sposta verso l atomo con maggiore elettronegatività, originando la formazione di cariche parziali Per stabilire se una molecola è polare occorre tenere conto dei seguenti fattori: Differente elettronegatività degli atomi Eventuale presenza di doppietti non condivisi sull atomo centrale Struttura spaziale della molecola 2009 Brooks/Cole - Cengage

35 Esempi di molecole apolari µ = 0 35 δ 2 δ+ Be δ δ O 2 δ+ C δ O δ δ 3 δ+ B δ (molecola planare) Cl δ 4 δ+ C δ Cl Cl δ Cl δ (molecola tetraedrica) 2009 Brooks/Cole - Cengage

36 Esempi di molecole polari µ = 0 δ+ Baricentro delle Cariche positive 3 _ δ N δ+ δ+ µ = 1,47 D 36 O 2 δ δ+ δ+ µ = 1,86 D δ+ δ Cl µ = 1,03 D 2009 Brooks/Cole - Cengage

37 Lunghezza di legame Indica la distanza tra i nuclei di due atomi in un legame. 37 Dipende dalle dimensioni degli atomi. 1 A = 10-2 pm. F Cl I

38 38 Lunghezza di legame C O 1 A = 10-2 pm. C=O Lunghezza di legame: Legame semplice > legame doppio > legame triplo

39 Energia di un legame 39

40 Energia di un legame 40 energia necessaria per rompere un legame chimico. LEGAME Entalpie di dissociazione di legame (kj/mol) 436 C C 346 C=C 602 C C 835 N N 945 Maggiore è il numero di legami più elevata è l energia necessaria alla separazione dei due elementi. Fine

41 59 pg O 2 (g) (g) --> 2 2 O(g) Valutare la variazione di entalpia della reazione. Considerazioni: Entalpia della reazione = Δ f (prodotti) - Δ f (reagenti) le entalpie std di formazione degli elementi sono pari a zero. Dalla tab. 20 appendice L - A32: Entalpie std formazione 2 O(g) = -241,83 kj/mol Pertanto Δ r = 2 x (-241,8) kj / mol = -482 kj

42 O 2 (g) (g) --> 2 2 O(g) 42 Valutare la variazione di entalpia della reazione. Consideriamo l energia necessaria alla rottura di tutti i legami presenti nei reagenti e l energia necessaria alla formazione dei legami nei prodotti. Reagenti: O 2 (g) kj 2 (g) kj x 2 totale kj -assorbiti- Prodotti: 4 legami O- 4 x 463 kj = 1852 kj -liberati- Bilancio: = 482 kj LA REAZIONE E ESOTERMICA, PRODUCE 482 kj