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1 LEGAME CHIMICO

2 In natura solo i gas nobili si ritrovano allo stato monoatomico. Gli altri atomi tendono a legarsi spontaneamente fra di loro per formare delle MOLECOLE, raggiungendo una condizione di MAGGIORE STABILITA ENERGETICA attraverso un processo che porta alla formazione del LEGAME CHIMICO

3 Ogni molecola può essere rappresentata nel modo più semplice attraverso una FORMULA CHIMICA,, formata dai simboli degli elementi costituenti, che ne indica la composizione qualitativa e quantitativa. Formula BRUTA Indica esclusivamente il TIPO e il NUMERO di ATOMI che compongono la molecola, i cui simboli chimici sono disposti in ordine di elettronegatività crescente, con al pedice il coefficiente stechiometrico Formula di STRUTTURA CONDENSATA Formula di STRUTTURA Indica la DISPOSIZIONE SPAZIALE degli atomi nella molecola mostrando come gli atomi sono legati tra di loro e con quale TIPO DI LEGAME

4 Proiezioni di STRUTTURA Modello tridimensionale BALL AND STICK Modello tridimensionale SPACE FILLING

5 Ogni legame tra atomi coinvolge, in un modo o nell altro, gli elettroni periferici, detti ELETTRONI DI VALENZA dell atomo Elettroni di valenza

6 FORMALISMO SIMBOLICO DI LEWIS Rappresentazione degli elettroni di valenza. CONSISTE NEL SIMBOLO CHIMICO DELL ELEMENTO PIU UN PUNTINO PER OGNI ELETTRONE DI VALENZA. I puntini (rappresentanti gli elettroni) sono disposti ai quattro lati del simbolo atomico. Ciascun lato può contenere sino a due puntini (elettroni) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Il numero degli elettroni di valenza corrisponde al GRUPPO di appartenenza nella tabella periodica degli elementi n = 1 H He n = 2 Li Be B C N O F Ne Groups

7 LA REGOLA DELL OTTETTO Tutto in natura tende ad avere la minima energia, condizione nella quale acquisiscono una maggiore stabilità In natura gli atomi isolati sono molto rari, perché non sono stabili A questa regola fanno eccezione i gas nobili, che sono invece elementi molto stabili La loro stabilità risiede nella loro configurazione elettronica esterna ns 2 np 6, (He fa eccezione) ) con gli orbitali S e P riempiti da 8 elettroni (un ottetto) La configurazione elettronica otteziale,, conferendo la massima stabilità possibile, costituisce il riferimento che tutti gli atomi cercano di raggiungere attraverso le reazioni chimiche Tutti gli elementi reagiscono e formano legami per raggiungere la configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino

8 Teoria del legame di valenza o Valence Bond (VB) Postulato di Lewis: due atomi si legano ogni qual volta possono mettere in comune 2 elettroni. Requisiti da soddisfare: Ognuno dei due atomi che si legano deve contribuire alla formazione del legame con un suo orbitale atomico. Le energie dei due orbitali coinvolti non devono essere troppo diverse tra loro. La differenza di elettronegatività dei 2 atomi non deve essere maggiore di 2 (altrimenti il legame assume carattere ionico). Gli atomi devono congiungersi lungo una direzione che permette la massima sovrapposizione degli orbitali.

9 Teoria del legame di valenza o Valence Bond (VB) Conlusioni: - Possono essere usati solo gli orbitali di valenza di ciascun atomo. - Un atomo forma tanti legami covalenti quanti sono i suoi elettroni spaiati (in modo da raggiungere nel livello più esterno la configurazione elettronica dell ottetto). La configurazione elettronica più esterna con otto elettroni è tipica dei gas nobili

10 Gli Le elettroni forze repulsive hanno il hanno massimo il di sopravvento probabilità di su trovarsi quelle attrattive: tra i due nuclei: destabilizzazione le forze attrattive del legame sono più forti di quelle repulsive LUNGHEZZA DI LEGAME ENERGIA DI LEGAME Energia che si libera all atto della formazione del legame Distanza tra i centri dei nuclei dei due atomi impegnati nel legame. E proporzionale al raggio degli atomi legati e inversamente proporzionale alla forza del legame

11 Un LEGAME COVALENTE si instaura fra atomi uguali o che hanno una modesta differenza di elettronegatività (compresa tra 0 e 1,7) che mettono in compartecipazione una coppia di elettroni in un orbitale che abbraccia entrambi gli atomi

12 Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA COMPARABILE ( 0-0,3): Gli ELETTRONI si LOCALIZZANO IN MEZZO ai due atomi Legame Covalente OMOPOLARE

13 Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA COMPARABILE ( 0-0,3): Gli ELETTRONI si LOCALIZZANO IN MEZZO ai due atomi Legame Covalente OMOPOLARE

14 Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA DIVERSA, MA NON TROPPO ( 0,3-1,7): Legame Covalente ETEROPOLARE

15 Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA DIVERSA, MA NON TROPPO ( 0,3-1,7): Gli ELETTRONI si LOCALIZZANO IN MEZZO ai due atomi, ma un po SPOSTATI verso l atomo più elettronegativo Legame Covalente ETEROPOLARE

16 MAGGIORE E LA DIFFERENZA DI ELETTRONEGATIVITA, PIU POLARE E IL LEGAME Legame Covalente ETEROPOLARE

17 Legame SINGOLO Legame DOPPIO Legame TRIPLO

18 LEGAME SIGMA σ LEGAME PI GRECO π Orbitale ATOMICO s Orbitale ATOMICO s Orbitale MOLECOLARE σ Orbitale ATOMICO py o pz Orbitale ATOMICO py o pz Orbitale MOLECOLARE π Orbitale ATOMICO px Orbitale ATOMICO px Orbitale MOLECOLARE σ Orbitale ATOMICO s Orbitale ATOMICO px Orbitale MOLECOLARE σ

19 Ibridazione Processo di trasformazione che coinvolge gli orbitali di un singolo atomo e consiste nel MESCOLAMENTO di un certo numero di orbitali esterni con successiva formazione di un egual numero di orbitali isoergonici detti ORBITALI IBRIDI

20 L ibridazione di orbitali atomici è un processo che richiede energia, ma aumentando il numero di elettroni spaiati su altrettanti orbitali ibridi, aumenta il numero dei legami covalenti che quell atomo può formare. Quindi l energia spesa inizialmente viene recuperata con gli interessi. 2p 2 E sp 3 2s 2 1s 2

21 IL NUMERO DI ORBITALI IBRIDI DEVE ESSERE UGUALE AL NUMERO DEGLI ORBITALI ATOMICI DI PARTENZA 1 orbitale S 3 orbitali P 4 orbitali ibridi sp orbitale S 2 orbitali P 3 orbitali ibridi sp 2 + NON IBRIDATO 1 orbitale S 1 orbitale P 2 orbitali ibridi sp + NON IBRIDATI

22 Orbitali ibridi C 2 H 2 sp BF 3 sp 2 CH 4 sp 3

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24 L ibridazione di orbitali atomici è un processo che richiede ENERGIA, ma aumentando il numero di elettroni spaiati su altrettanti orbitali ibridi, aumenta il numero dei legami covalenti che quell atomo può formare. Quindi l energia spesa inizialmente viene recuperata

25 ALLOTROPIA Uno Stesso elemento presenta due forme che differiscono per la struttura molecolare e per il modo in cui sono concatenati gli atomi. Caratteristiche fisiche e chimiche diverse sp3 sp2

26 RISONANZA: Delocalizzazione degli elettroni di legame O 3 può essere scritto in 2 modi O O O O O O O O O Formule limite di risonanza Ibrido di risonanza NON E UN INTERCONVERSIONE TRA 2 STRUTTURE Le strutture di risonanza condividono la stessa dispozione spaziale degli atomi, ma differiscono per localizzazione degli elettroni di legame e di non legame. La differenza tra l energia della forma limite più stabile e l energia del composto è detta ENERGIA DI RISONANZA

27 Formule limite di risonanza Ibrido di risonanza IBRIDAZIONE e DELOCALIZZAZIONE ELETTRONICA concorrono ad aumentare la STABILITA DELLE MOLECOLE

28 Il LEGAME DATIVO (o di COORDINAZIONE) è un legame covalente in cui due elettroni di legame provengono da uno stesso atomo. H H N H + H DONATORE ACCETTORE H H N H + H IONE AMMONIO NH + 4 ACIDO IPOCLOROSO HClO H O Cl ACIDO CLOROSO HClO 2 H O Cl O O

29 Un LEGAME IONICO si forma fra atomi che hanno una forte differenza di elettronegatività (superiore a 1,7)

30 = Atomo di sodio (Na) = Atomo di cloro (Cl) CATIONE ANIONE Quando Fra i due due ioni atomi con cariche (un metallo elettriche e un opposte atomo di si un stabilisce elemento un attrazione degli ultimi di gruppi) tipo elettrostatico si avvicinano, che li tiene gli elettroni uniti: quest attrazione del livello più esterno costituisce dell atomo il meno elettronegativo passano LEGAME all atomo IONICO più elettronegativo.

31 Trasferimento elettronico Basso potenziale di ionizzazione Alta affinità elettronica { { He Ne Ar Kr Xe Rn

32 He Ne Ar Kr Xe Rn + -

33 I composti ionici sono tutti SOLIDI a temperatura ambiente. Nel solido gli ioni si dispongono secondo un RETICOLO CRISTALLINO ordinato che permette di rendere massima l'attrazione tra le particelle di carica opposta e minima la repulsione tra quelle della stassa carica. Ad esempio nel reticolo cubico del NaCl ogni catione Na+ è circondato da sei anioni Cl- e viceversa. Hanno in genere punti di fusione elevati e punti di ebollizione ancora più elevati, per cui è difficile farli passare allo stato di vapore. Ciò indica che l attrazione fra gli ioni è forte, per cui occorre molta energia per separarli.

34 Quando due atomi si avvicinano, le cariche negative degli elettroni si trovano a contatto Se non avviene niente tra gli elettroni, i due atomi si respingono e NON SI HA NESSUN LEGAME OPPURE

35 Se UNO DEI DUE ATOMI E PIU ELETTRONEGATIVO dell altro ( >1,7): + - Uno o più elettroni passano all atomo più elettronegativo Si forma uno IONE POSITIVO e uno IONE NEGATIVO che si attraggono LEGAME IONICO

36 Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA COMPARABILE ( 0-0,3): 0,3): Gli ELETTRONI si LOCALIZZANO IN MEZZO ai due atomi

37 Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA COMPARABILE ( 0-0,3): 0,3): Gli ELETTRONI si LOCALIZZANO IN MEZZO ai due atomi LEGAME COVALENTE OMOPOLARE

38 Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA DIVERSA, MA NON TROPPO ( 0,3-1,7):

39 Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA DIVERSA, MA NON TROPPO ( 0,3-1,7): Gli ELETTRONI si LOCALIZZANO IN MEZZO ai due atomi, ma un po SPOSTATI verso l atomo più elettronegativo LEGAME COVALENTE ETEROPOLARE

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41 LEGAME METALLICO BASSA ENERGIA DI IONIZZAZIONE Gli e- sono attratti debolmente dai nuclei RETICOLO CRISTALLINO Gli e- esterni sono DELOCALIZZATI La libertà di movimento degli elettroni è all origine delle proprietà dei metalli: CONDUCIBILITA ELETTRICA CONDUCIBILITA TEMICA MALLEABILITA E DUTTILITA

42 CASI LIMITE IDEALI DEI TRE PRINCIPALI TIPI DI LEGAME CHIMICO 100% METALLICO Li Legame tra atomi ad elettroni delocalizzati condivisi da tutti gli atomi del reticolo cristallino Legame tra atomi in cui vengono condivise una o più coppie di elettroni di valenza H 2 CsF Legame tra ioni dotati di carica elettrostatica (+,-) opposta 100% COVALENTE COVALENTE POLARIZZATO 100% IONICO

43 I legami Intermolecolari

44 LEGAME DIPOLO INDOTTO - DIPOLO INDOTTO Molecole non polari avvicinamento diventano polari per l effetto attrattivo che il nucleo di una molecola esercita sulla nube elettronica di una seconda molecola in avvicinamento

45 LEGAME DIPOLO - DIPOLO attrazione repulsione

46 LEGAME IONE - DIPOLO

47 Il LEGAME A PONTE IDROGENO è un legame che si forma tra molecole che contengono un atomo di idrogeno legato covalentemente ad un elettronegativo (N, O, F) e un altro atomo elettronegativo.

48 LEGAMI A IDROGENO NELLA MOLECOLA DI ACQUA (H 2 O) Nella molecola di acqua, l atomo di ossigeno è parzialmente negativo, mentre i due atomi di idrogeno sono parzialmente positivi. Quando due molecole di acqua si avvicinano, si stabilisce un attrazione elettrostatica fra l atomo di ossigeno di una di esse e uno degli atomi di idrogeno dell altra. Si forma così un legame a idrogeno fra le due molecole. Stato liquido Stato solido

49 LEGAMI A IDROGENO NELLA MOLECOLA DI FLUORURO DI IDROGENO (FCl) L attrazione elettrostatica si stabilisce fra l atomo di idrogeno di una molecola e l atomo di fluoro di un altra. Si formano così catene di fluoruro di idrogeno (o acido fluoridrico) d + d - d + d - d + d - d + d - d + d - H F H F H F H F H F legame a idrogeno

50 Legami intermolecolari Interagendo molecole o ioni Sono coinvolte molecole polari? NO Sono coinvolti ioni? SI Sono coinvolte molecole polari e ioni? NO SI Ci sono atomi di Idrogeno legati ad N, O, F? SI NO NO SI Forze di London (dipoli indotti) Es.: Ar(l), I 2 (s) Forze dipolo-dipolo Es.: H 2 S, CH 3 Cl Legame a idrogeno Es.: H 2 O, NH 3, HF Forze ione-dipolo Es.: KBr in H 2 O Legame ionico Es.: NaCl Forze di van der Waals