Legame chimico. Geometrie molecolari

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1 Legame chimico Formule di Struttura Geometrie molecolari

2 (He, Fe, Cu) (H 2, N 2, O 2 ) (H 2 O, NH 3, CO 2 ) (NaH, NaCl) La ragione per cui alcuni composti hanno strutture ioniche e non molecolari dipende dalla natura del LEGAME CHIMICO

3 IL LEGAME CHIMICO Il ruolo degli elettroni è legato alla loro grandissima mobilità; gli elettroni sono soggetti alla forza elettrostatica attrattiva del nucleo. Se due atomi si avvicinano quanto basta perché gli elettroni del primo sentano il campo elettrico del nucleo del secondo e le forze repulsive dei suoi elettroni, la distribuzione nello spazio delle nuvole elettroniche dei due atomi si modifica per dare origine ad una nuova distribuzione che coinvolge entrambi i nuclei: si crea così un legame chimico.

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5 Il legame chimico, in prima approssimazione, è una forza di attrazione che permette di tenere un atomo vicino ad un altro. Quando due atomi si trovano a distanza infinita l uno dall altro il sistema costituito da essi si trova ad un certo valore di energia potenziale. Se i due atomi si avvicinano tra loro, iniziano a manifestarsi delle interazioni attrattive (attrazioni). Queste interazioni attrattive sono di natura elettrostatica: esse sono dovute all attrazione che il nucleo positivo esercita sulla nube elettronica dell altro atomo. Questa interazione fa diminuire l energia del sistema e permette un ulteriore avvicinamento tra i nuclei fino a raggiungere uno stato di minima energia. A questo punto i due atomi hanno dato vita ad un legame chimico tra di loro. La distanza che compete a questo stato di minima energia si chiama distanza di legame.

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7 elettroni interni non prendono parte alla formazione dei legami chimici, poiché restano localizzati intorno al proprio nucleo e ne schermano in parte il campo elettrostatico. elettroni esterni o elettroni di valenza sono trattenuti da forze minori e sono quindi disponibili a modificare la propria distribuzione nello spazio all approssimarsi di un atomo estraneo.

8 Il legame chimico MODELLO di LEWIS Gli elementi si combinano tra loro mediante legami chimici cui sono interessati solo gli elettroni di valenza (deducibili dal numero atomico, ovvero dal gruppo della Tav. Periodica cui appartiene l elemento). Ogni elettrone di valenza viene indicato come un punto Ogni elettrone di valenza viene indicato come un punto intorno al simbolo chimico dell elemento; i primi quattro elettroni (quattro punti) vengono disegnati ai quattro lati. Ogni ulteriore elettrone viene abbinato ad uno dei precedenti. Nel caso degli ioni si aggiungono o si tolgono punti a seconda della carica dello ione che va indicata come apice.

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10 Il legame chimico Classificazione dei legami chimici legame ionico legame covalente Interazioni fra atomi (ioni) uguali o diversi legame metallico legami deboli Interazioni fra molecole (atomi) - Stato di aggregazione

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12 Il legame ionico Sappiamo che atomi che hanno bassa energia di ionizzazione, possono dare facilmente cationi per perdita di elettroni, mentre atomi con alta affinità elettronica possono dare anioni. Anioni e cationi si attraggono per interazione elettrostatica: questa interazione si chiama legame ionico.

13 Il legame ionico Na(g) Na + + e - Cl(g) + e - Cl - energia necessaria = 494kJ /mol energia liberata = -349 kj/mol Lavariazionenettadienergiaè=+145kJ/mol Possiamo concludere che un gas di ioni sodio e di ioni cloruro molto distanti tra loro possiede più energia di un gas di atomi di sodio e di cloro ugualmente distanti. Allora quale è l incentivo a formare NaCl? Quando gli ioni sodio e cloruro si uniscono a formare il solido cristallino l ATTRAZIONE ELETTROSTATICA reciproca METTE IN LIBERTA una grande quantità di energia Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s) energia liberata = -787 kj/mol Di conseguenza la variazione netta di energia netta è ( ) kj/mol = -642 kj/mol Un enorme decremento di energia!

14 Il legame ionico Le forze elettrostatiche seguono la legge di Coulomb (cariche puntiformi), che esprime la forza di interazione tra due corpi carichi: k = costante (che dipende anche dalle unità usate) Z a, Z b = cariche (con segno) dei due ioni che interagiscono r ab = distanza tra i due nuclei Poiché queste forze, attorno ad uno ione, hanno simmetria sferica (l'azione della forza si esercita in modo perfettamente uguale in tutte le direzioni) il legame ionico non è direzionale

15 Il legame ionico - La valenza ionica Il numero di elettroni persi o acquistati si chiama valenza ionica e non può mai essere superiore a 3. Al 3+ N.B. Non bisogna confonderlo perciò con lo stato di ossidazione, che è formale, non reale (nel calcolo dello stato di ossidazione si "suppone" che tutti gli elettroni corrispondenti passino all'atomo più elettronegativo, ma non si tratta di un processo reale, bensì di un artificio utile nei calcoli).

16 Il legame ionico Na [Ne]3s 1 Cl [Ne]3s 2 3p 5 Na + Cl - [Ne] [Ne]3s 2 3p 6 = [Ar] Con la simbologia di Lewis Na Cl Na + [ Cl ] -

17 Il legame ionico - Energia reticolare Cl - Na + Reticolo cristallino di NaCl Numero di coordinazione = 6

18 Nella formazione di ioni, non sempre viene raggiunta la configurazione di un gas nobile (per esempio i metalli di transizione ne sono troppo lontani), ma si raggiunge, comunque, una situazione di massima stabilità. Zn Z= 30 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 Zn 2+ Z= 28 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 Co 2+ Z= 25 Co Z= 27 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 Co 3+ Z= 24 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6

19 Il legame ionico Anioni e cationi possono dare luogo a strutture complesse, costituite da più atomi. Per esempio: Anioni poliatomici: SO 4 2-, NO 3-, N 3-, SiO 4 4- Cationi poliatomici: NH 4+, Hg 2 2+

20 L energia necessaria a formare un legame ionico proviene in larga misura dall attrazione elettrostatica tra ioni di carica opposta Ogni catione tende ad attrarre il maggior numero di anioni e viceversa, in modo da rendere massima la forza complessiva di interazione e minima l energia. [NaCl, CaCl 2, AlCl 3, Na 2 O, CaS,.] La distanza di legame è quella che si ha quando esiste un perfetto equilibrio tra le forze di attrazione e quelle di repulsione. Questa distanza viene considerata uguale alla somma dei raggi ionici dei due ioni che interagiscono. Le dimensioni dei raggi dipendono dal numero di elettroni totali dello ione e dal rapporto tra numero di elettroni e numero atomico (cioè numero di protoni nel nucleo).

21 Requisiti per la formazione del legame ionico M M n+ + n e - X + n e - X n- M bassa energia di ionizzazione X elevata affinità elettronica Elettronegatività (M,X)> 1,7 LEGAME IONICO

22 Valori di elettronegatività (scala di Pauling) di alcuni elementi

23 IL LEGAME COVALENTE Consideriamo un sistema costituito da due atomi che hanno tra loro differenza di elettronegatività uguale a zero: Elettronegatività = 0 oppure compresa tra : 0< Elettronegatività 1,7

24 IL LEGAME COVALENTE La molecola di idrogeno H 2 2

25 Il legame covalente esprime la condivisione di una coppia di elettroni tra due atomi. Elettronegatività = 0 LEGAME COVALENTE PURO 2 atomi di H Attrazione degli elettroni da parte dei nuclei Formazione del legame covalente della molecola di H 2

26 Elettronegatività < 1,7 LEGAME COVALENTE POLARE Quando due atomi diversi si uniscono a formare un legame covalente, può accadere che un atomo attragga i due elettroni con una intensità maggiore dell altro. L effetto di una diversa attrazione per gli elettroni di legame dà come risultato una distribuzione sbilanciata della densità elettronica. Sull atomo a maggiore attrazione elettronica (più elettronegativo) si stabilisce una parziale carica negativa (δ - ), mentre sull altro atomo si determina una lacuna di carica ovvero una parziale carica positiva (δ + ). Tale legame viene definito: Legame covalente polare

27 rosso ~ δ - µ 0 blu ~δ +

28 Quando il baricentro delle cariche positive non coincide conilbaricentrodellecarichenegative: µ 0eillegame è covalente polare.

29 + - Tutte le molecole con legami covalenti polari sono polari? Le molecole biatomiche con legame covalente polare sono polari poiché il dipolo elettrico µ associato al legame tra i due atomièdiversodazero.

30 + -

31 δ - µ ris = 0 1/2δ + 1/2δ + µ ris 0 la molecola è polare la molecola è apolare Per stabilire se una molecola poliatomica è polare deve essere determinata la risultante dei momenti dipolari che deve essere diversa da zero

32 Modello di Lewis Il legame chimico Parametri della struttura molecolare Ordine di legame Energia di legame Lunghezza di legame Angolo di legame

33 Il legame chimico Energia (o forza) di legame H 2(g) 2 H (g) E D (H-H) = 436 kj/mol HF (g) H (g) + F (g) E D (H-F) = 569 kj/mol Energia di legame: corrisponde all energia di dissociazione del Energia di legame: corrisponde all energia di dissociazione del legame

34 Il legame chimico Energia di legame: diminuisce con l aumentare del raggio atomico aumenta con l ordine di legame (molteplicità)

35 Il legame chimico Lunghezza di legame ( ~ 1x10-10 m 1Å): ogni atomo fornisce alla lunghezza del legame un contributo caratteristico che chiamiamo raggio covalente. Raggio covalente La lunghezza del legame vale approssimativamente la somma dei raggi covalenti degli atomi interessati nel legame. Lunghezza di legame

36 Raggio covalente atomico (pm) Un triplo legame C C è più corto di uno doppio Lunghezze di legami multipli

37 Il legame chimico La lunghezza del legame vale approssimativamente la somma dei raggi covalenti degli atomi interessati nel legame.

38 Angolo di legame Il legame chimico angolo interno definito dai segmenti congiungenti il nucleo dell atomo centrale con quello di altri due atomi ad esso legati O H ϑ H

39 Il modello di Lewis assume che tutti gli elementi, nei loro composti, tendonoa raggiungere la configurazione stabile dei gas nobili. Questa affermazione è nota come regola dell ottetto poiché le configurazioni elettroniche dei gas nobili sono caratterizzate da avere 8e - (ottetto di valenza) nei loroguscipiùesterni(fattaeccezioneperl Hecheha2e - ). L H tende a raggiungere la configurazione stabile del livello 1, ovvero quella dell He. Attorno a ogni atomo si distribuiscono i punti (= elettroni ) in 4 posizioni distinte una coppia di punti = un doppietto un solo punto = un elettrone spaiato i doppietti elettronici se corrispondono a elettroni di legame vengono rappresentati come linee tra i simboli degli elementi Nei composti covalenti il numero di legami(due elettroni per ogni legame) formati tradueatomisichiama ordine di legame (OL). 1) legame covalente singolo (semplice, OL=1): condivisione di una coppia di elettroni 2) legame covalente doppio: condivisione di due coppie di elettroni 3) legame covalente triplo: condivisione di tre coppie di elettroni

40 Strutture di Lewis In accordo con il modello di Lewis del legame, gli elettroni di legame e le coppie solitarie vengono disposti intorno agli atomi in una rappresentazione della struttura molecolare bidimensionale.

41 H-H O=O

42 Gli elettroni contribuiscono all ottetto esterno anche se vengono condivisi da 2 atomi diversi

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44 Strutture di Lewis N 2 azoto.. N. Ṇ Ṇ N = 5 elettroni di valenza 2N= 10elettroni di valenza totali Elettroni per l ottetto = 2x8 =16 elettroni 16-10=6e 3 legami Gli elettroni di valenza che rimangono [10-6=4] in doppietti intorno agli atomi a completare l ottetto CF =0.. N N N N C.F. = V (S + ½ L) 5-(2+3)=0

45 Strutture di Lewis H 2 O acqua C.F. = V (S + ½ L) O è l atomo centrale O = 6 elettroni di valenza 8 2H= 2 elettroni di valenza Elettroni per l ottetto = 8+4=12 elettroni 12-8=4e 2 legami Gli elettroni di valenza totali che rimangono [8-4=4] in doppietti intorno agli atomi a completare l ottetto CF =0 H O H In queste molecole tutti gli atomi sono circondati da 8 elettroni (tranne gli idrogeni, che sono circondati da due elettroni).

46 Carica formale La carica formale di un atomo in una struttura di Lewis indica la variazione del numero di elettroni posseduti dall atomo nella struttura rispetto al numero di elettroni posseduti dall atomo isolato. Se l atomo possiede più elettroni, esso avrà una carica formale negativa. Se possiede meno elettroni, esso avrà una carica formale positiva Nel calcolo del numero di elettroni posseduti, gli elettroni di legame vengono egualmente divisi

47 Strutture di Lewis per molecole poliatomiche 1. L atomo con la più bassa elettronegatività (generalmente non metallo) è di norma l atomo centrale. Gli altri atomi vanno disposti intorno. HeFsonosempresono legatiadunsoloatomo(atomiterminali). 2. Contare il numero degli elettroni di valenza totale della molecola; esso si ottiene sommando il numero del gruppo degli elementi. Per gli ioni si deve aggiungere il valore assoluto della carica nel caso degli anioni e, invece, sottrarlo nel caso dei cationi. 3. Calcolare il numero totale di elettroni necessario per far si che ciascun atomo abbia il guscio di valenza pieno (stabile). Sottraendo questo numero a quello calcolato al punto 2) otterrete il numero degli elettroni condivisi(o di legame) minimo. 4. Assegnare una coppia di elettroni per ogni legame (anche legami doppi se possibile) 5. In alcuni casi è possibile scrivere più di una struttura di Lewis. Se è possibile scrivere più di una struttura caratterizzate dal MEDESIMO ASSETTO DEGLI ATOMI, MA DA DIVERSA DISPOSIZIONE DEGLI ELETTRONI, QUESTE SONO STRUTTURE LIMITE DI RISONANZA e la reale struttura della specie è un IBRIDO DI RISONANZA.

48 Strutture di Lewis per molecole poliatomiche 6. Sistemare i restanti elettroni come coppie solitarie dando l ottetto a tutti gli atomi(tranne l H!) 7. Calcolare la carica formale per ciascun atomo e scrivetela vicino ad esso. Controllate che la somma delle cariche formali sia pari alla carica della specie ionica oppure zero per le molecole neutre. C.F. = V (S + ½ L) 8. Tipicamente le strutture di Lewis hanno la minima energia quando le cariche formali degli atomi non metallici sono più prossime allo zero. Queste STRUTTURE forniscono anche il massimo contributo all IBRIDO DI RISONANZA.

49 Strutture di Lewis CO 2 diossido di carbonio O C O C è l atomo centrale C = 4 elettroni di valenza 16 2O= 12 elettroni di valenza Elettroni per l ottetto = 3x8=24 elettroni 24-16=8e 4 legami Gli elettroni di valenza totali che rimangono [16-8=8] in doppietti intorno agli atomi a completare l ottetto CF =0 C.F. = V (S + ½ L) O C O Struttura corretta C) 4 - (0+4)=0 O) 6 - (4+2)=0

50 Per il monossido di carbonio, CO, l unica formula che soddisfa la regola dell ottetto è:.... C O C) = 4 (2+3) = -1 O)= 6 (2+3) = C Ọ. Questa formula non presenta separazione di carica ma il carbonio non ha l ottetto completo!

51 Ione carbonato CO 3 2- Qual è la struttura dello ione carbonato?

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