Il legame chimico. Legame metallico

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1 Il legame chimico Legame ionico: un atomo cede elettroni e un altro li acquista con formazione di ioni di carica opposta che vengono tenuti insieme da forze elettrostatiche. Legame covalente: si realizza mediante la sovrapposizione degli orbitali dei due atomi e messa in comune degli elettroni che occupano questi orbitali. Legame metallico Legame metallico: si ha con elementi a bassa energia di ionizzazione per messa in comune tra tutti gli atomi degli elettroni di valenza con formazione di una serie di ioni positivi tenuti insieme da un mare di elettroni.

2 Principi di architettura molecolare

3 La curva a corriponde alla formazione di un legame. La curva b corriponde ad una situazione di repulsione tra i due atomi e non si ha formazione di legame; succede, per esempio, se tutti gli orbitali atomici sono pieni. E 0 = energia di legame r 0 = distanza di legame Il valore 0 per E corrisponde all'energia dei due atomi a distanza infinita: perciò E 0 è negativa e rappresenta una energia di stabilizzazione.

4 IL LEGAME IONICO E un legame di natura elettrostatica e si forma quando si combinano tra loro due elementi aventi, rispettivamente, una bassa energia di ionizzazione e un alta affinità elettronica.

5 Tiene uniti ioni di carica opposta mediante forze elettrostatiche. Si forma tra ioni (o gruppi di atomi) diversi, il primo dei quali ha una forte propensione a cedere elettroni e il secondo ad acquistarli. L interazione si estende in tutte le direzioni e porta ad una continua alternanza di ioni positivi e negativi sia allo stato solido che allo stato liquido (dove però gli ioni sono liberi di muoversi). E un legame forte. Na + Cl Na + + Cl - NaCl

6 E determinante il raggiungimento di uno stato a maggiore stabilità corrispondente a uno stato a minore energia. E necessario che nella formazione del cristallo ionico dagli elementi costituenti venga liberata energia sotto forma di calore. Na (s) + ½ Cl 2(g) NaCl (s) H f = -410 kj/mol

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11 Elettronegatività

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13 Il legame covalente: compartecipazione di elettroni Quando due elementi sono tra loro uguali o simili in energia di ionizzazione e affinità elettronica si combinano non cedendo ma mettendo in compartecipazione gli elettroni del livello più esterno. Questi elettroni vengono detti elettroni di valenza quelli cioè che danno all atomo la potenzialità di reagire.

14 Sovrapposizione degli orbitali atomici: possono essere condivisi soltanto due elettroni a spin opposto. Perché il legame si formi la sovrapposizione degli orbitali atomici deve portare ad una stabilizzazione del sistema. Il legame covalente è direzionale poiché gli orbitali atomici hanno una precisa orientazione nello spazio. Il legame covalente si può formare tra atomi uguali, e anche tra atomi diversi. Si possono formare molecole piccole o grandi (idrogeno e emoglobina), oppure reticoli di atomi collegati tra loro (diamante e quarzo).

15 Gli atomi tendono a circondarsi di 8 elettroni esterni (H soltanto di 2) tendendo ad assumere la configurazione (STABILE!!!) di un gas raro: regola dell OTTETTO. I legami possono essere semplici, doppi o tripli. (H è sempre terminale).

16 Simbologia di Lewis Gli elettroni del guscio di valenza di un atomo sono rappresentati da punti collocati intorno al simbolo dell elemento. IA ns 2 IIA ns 2 IIIA ns 2 np 1 IVA ns 2 np 2 VA ns 2 np 3 VIA ns 2 np 4 VIIA ns 2 np 5 VIIIA ns 2 np 6 Secondo periodo Li Be B C N O F Ne Terzo periodo Na Mg Al Si P S Cl Ar

17 La struttura di Lewis può essere prevista costruendo lo scheletro della molecola, contando gli elettroni coinvolti e assegnandoli ai legami e ai vari atomi rispettando la regola dell ottetto.

18 il bilancio energetico totale deve comportare una riduzione della energia totale del sistema. Un trattino che congiunge due atomi rappresenta un legame covalente, cioè un doppietto di elettroni condiviso; un doppietto accostato all'atomo rappresenta un doppietto di elettroni non impegnato in legame (detto anche doppietto libero). Ne non può fare legami poiché tutti gli orbitali sono occupati da un doppietto

19 Gli elettroni (sostituiti due a due dalle barrette) si accoppiano nelle strutture molecolari in modo da portare a strutture elettroniche stabili

20 La forma delle molecole Le strutture di Lewis ci aiutano a prevedere la geometria tridimensionale delle molecole e degli ioni. Modello VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion. Teoria della minima repulsione delle coppie di elettroni dello strato di valenza. Le coppie di elettroni leganti e non leganti nel guscio di valenza di un atomo si respingono l un l altra e si dispongono pertanto alla massima distanza possibile.

21 La forma delle molecole

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25 La geometria di semplici molecole poliatomiche può essere prevista a priori (toeria della minima repulsione dei doppietti elettronici). Numero di legami forma formula Geometria 3D 2 lineare BeF 2 3 trigonale BF 3 planare 4 tetraedrica CH 4 5 bipiramidale PCl 5 6 ottaedrica SF 6

26 Molecole biatomiche OMONUCLEARI (atomi uguali) H 2 La differenza di energia tra i due atomi isolati e la molecola corrisponde all energia di legame, mentre la distanza tra i centri dei nuclei misura la distanza di legame.

27 Molecole biatomiche eteronucleari (due atomi diversi). HCl La densità di carica è nettamente spostata verso il cloro che è molto più elettronegativo dell idrogeno.

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30 I legami multipli Esistono anche molecole che, oltre ai legami semplici, contengono legami doppi e tripli, che corrispondono alla messa in comune di 4 o 6 elettroni. Nel caso di legami multipli un legame si forma sempre lungo l asse internucleare gli altri si formano in regioni opposte rispetto alla congiungente i nuclei.

31 Polarità molecolare

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35 Proprietà del legame chimico: ordine, distanza ed energia di legame