Lezione 3 - Legame chimico

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1 Lezione 3 - Legame chimico Generalità sul legame chimico Strutture di Lewis Elettronegatività e legame chimico Il legame covalente Gli orbitali molecolari e Il legame ionico Il legame metallico Orbitali ibridi Geometria delle molecole (VSEPR) Considerazioni generali sui legami chimici Raramente in natura troviamo sostanze formate da atomi isolati, in quanto questi ultimi sono poco stabili e tendono a legarsi tra loro per formare molecole. Un esempio di sostanze formate da molecole monoatomiche è rappresentato dal gruppo dei gas nobili, che per la configurazione elettronica esterna molto stabile, non formano molecole poliatomiche

2 Il legame chimico Il legame chimico è una interazione che permette di tenere un atomo vicino ad un altro. Se due atomi si avvicinano, iniziano a manifestarsi tra loro interazioni attrattive. Le interazioni fra i due atomi sono di natura elettrostatica e sono dovute del nucleo di un atomo sulla nube elettronica atomo. Se i due atomi sono troppo vicini iniziano ad intervenire forze di repulsione tra i due nuclei carichi positivamente. Energia potenziale-e p Distanza(10-10 ) Distanza di legame

3 I sistemi materiali instabili tendono a raggiungere lo stato di maggiore stabilità possibile in modo spontaneo di una cascata tende a cadere verso il basso; una massa gassosa sotto pressione tende a espandersi; gli elettroni tendono a fluire dal polo negativo al polo positivo di una batteria; altrettanto spontaneamente gli atomi isolati si legano tra loro per formare molecole e cristalli. Considerazioni generali sui legami chimici Il numero di LEGAMI che un atomo può formare, cioè la sua valenza, dipende dal numero di elettroni in orbitali singolarmente occupati, cioè dal numero di elettroni spaiati. Spesso lo stato di valenza per alcuni atomi non corrisponde con lo stato fondamentale, ma con uno stato eccitato, in cui lo spostamento di uno o più elettroni in orbitali liberi a più alta energia fa aumentare il numero degli elettroni spaiati

4 La relazione tra configurazione elettronica e reattività di un atomo fu evidenziata per la prima volta da Lewis che enunciò la regola : Ogni atomo, anche se in misura diversa, tende ad acquistare o perdere elettroni in modo da averne 8 nel suo livello più esterno Tale tendenza è diffusa tra gli elementi dei gruppi I-VII. La regola può essere applicata, con sicurezza, per gli atomi non metallici del secondo periodo (C, N, O, F). Altri tipi di atomi, invece, possono presentare, talvolta, espansione o un non completamento. Strutture di Lewis Nello studio della formazione dei legami convenzionalmente si riportano intorno al simbolo esterno, interessati alla formazione dei legami chimici Secondo la notazione di Lewis gli elettroni esterni sono indicati con un punto e le coppie mediante due punti o un tratto Li Be B C N O F Ne

5 Differenti tipi di legame scaricato chimico da (interatomico) Legame covalente Legame ionico Legame dativo Legame metallico Elettronegatività e legame chimico Legame tra due atomi aventi uguale elettronegatività. Legame covalente puro con elettroni equamente condivisi. Legame tra due atomi con moderata differenza di elettronegatività. Legame covalente polarizzato con più elettronegativo che attrae maggiormente gli elettroni di legame assumendo una parziale carica negativa. Legame tra due atomi con forte differenza di elettronegatività. Legame ionico con trasferimento di elettroni di legame alla specie più elettronegativa, che si trasforma in ione negativo mentre donatore in ione positivo.

6 H 2,1 Scala delle elettronegatività Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Na 1,0 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0 K 0,9 Ca 1,0 Sc 1,3 Ti 1,4 V 1,5 Cr 1,6 Mn 1,6 Fe 1,7 Co 1,7 Ni 1,8 Cu 1,8 Zn 1,6 Ga 1,7 Ge 1,9 As 2,1 Se 2,4 Br 2,8 Rb 0,9 Sr 1,0 Y 1,2 Zr 1,3 Nb 1,5 Mo 1,6 Tc 1,7 Ru 1,8 Rh 1,8 Pd 1,8 Ag 1,6 Cd 1,6 In 1,6 Sn 1,8 Sb 1,9 Te 2,1 I 2,5 Cs 0,8 Ba 1,0 La 1,1 Hf 1,3 Ta 1,4 W 1,5 Re 1,7 Os 1,9 Ir 1,9 Pt 1,8 Au 1,9 Hg 1,7 Tl 1,6 Pb 1,7 Bi 1,8 Po 1,9 At 2,1 Fr 0,8 Ra 1,0 Ac 1,1 H-H molecola biatomica di idrogeno Cl-Cl molecola biatomica di cloro N O Legame covalente puro N molecola biatomica di azoto O molecola biatomica di ossigeno Gli atomi legati condividono gli elettroni di valenza di ciascun atomo. La distribuzione della densità elettronica è completamente simmetrica

7 Legame covalente polare HCl HBr HI HF H + Cl Legame covalente polare z z x x y y

8 Orbitali molecolari Quando gli atomi si legano a formare molecole, la densità elettronica si distribuisce non più sul singolo atomo ma sulla molecola che si forma. Gli orbitali molecolari sono descritti da una nuova soluzione di Shroedinger. Quando due o più atomi si legano spontaneamente tra loro a formare una molecola, significa che degli elettroni negli atomi separati è maggiore degli elettroni nella molecola. I legami che tengono insieme gli atomi nelle molecole vengono detti legami chimici e sono dovuti alle interazioni degli elettroni periferici, chiamati per questo elettroni di legame. La differenza tra degli elettroni in due atomi isolati e degli elettroni in due atomi legati rappresenta energia di legame.

9 Variazione della densità elettronica nella formazione del legame chimico Quando due atomi si legano si ha una ridistribuzione degli elettroni di valenza che si trovano per la maggior parte del tempo nello spazio tra i due nuclei. Nella formazione della molecola di idrogeno la distanza tra i nuclei è pari 74 pm, mentre parziale sovrapposizione dei due orbitali atomici. Energia (kj. mole -1 ) 0 74 pm distanza fra i nuclei energia del legame H-H (458.1 kj. mole -1 ) -458,1 Gli orbitali impegnati nel legame sono due orbitali 1s.

10 Orbitale molecolare I due orbitali atomici si sovrappongono per dare due orbitali molecolari e che rappresentano rispettivamente di legame e di non legame. è a minore energia rispetto agli orbitali atomici di partenza e è invece quello a maggiore energia. Orbitali e E Orbitali atomico Orbitali molecolari Orbitali atomico Nel caso della molecola H 2 legante e quindi la formazione della molecola è favorita

11 è occupato dai due elettroni, la distribuzione di questi è simmetrica e la massima densità di carica è localizzata nella zona internucleare. orbitali 1s orbitale Per sovrapposizione di due orbitali p x lungo il loro asse si formano due orbitali molecolari e *. z presenta la massima densità di elettroni nello spazio internucleare z z z x x y y y y

12 Orbitale molecolare Formazione della molecola di N 2 2 2p 3 ): elettrone spaiato. Quando due atomi di N si avvicinano in modo che i due orbitali 2p x si sovrappongono, sia gli orbitali 2p y che 2p z si trovano a distanza tale da poter interagire ad assi paralleli. Orbitali La sovrapposizione degli orbitali 2p x porta alla formazione di orbitali e La molecola N 2 atomo N atomo N 2p x 2p y 2p z 2p x 2p y 2p z La sovrapposizione degli orbitali 2p y e 2p z porta alla formazione di LEGAMI e Nel caso degli orbitali la massima densità elettronica si trova al di sopra e al di sotto del piano che contiene i nuclei.

13 x x orbitale xy xz z z z z x x orbitale xy xz xz x orbitale y y xy y y Il legame ionico Legame che si forma tra elementi a bassa energia di ionizzazione ed elementi ad alta affinità elettronica. Il legame ionico è caratterizzato dal trasferimento di uno o più elettroni dalla specie meno elettronegativa (che si carica positivamente) alla specie più elettronegativa (che si carica negativamente) I due ioni di segno opposto esercitano tra loro forze attrattive di tipo elettrostatico

14 Na Legame ionico + - Cl I due atomi sono tenuti insieme da forze elettrostatiche Na (g) Na + (g) + e - E.I. =496 kj/mol Cl(g) + e - Cl - (g) A.E. =349 kj/mol F k q 1 r q 2 2 Legge di Coulomb La percentuale di carattere ionico di un legame dipende dalla differenza di elettronegatività degli atomi impegnati nel legame

15 I composti ionici I composti ionici sono dei conduttori elettrici se gli ioni elettrico. Pertanto i composti ionici allo stato fuso o in soluzione sono in grado di condurre la corrente. I composti, le cui soluzioni acquose conducono la corrente elettrica, sono chiamati elettroliti e tutti i composti ionici solubili in acqua sono elettroliti forti. Es: H 2 O KCl K + + Cl - In fase solida gli ioni si organizzano in una struttura cristallina regolare, la cui struttura tridimensionale dipende dalla geometria e dalla carica degli ioni. Nel caso di NaCl ogni ione positivo è circondato da sei ioni negativi e viceversa, secondo una geometria ottaedrica. Le forze che tengono bloccati gli ioni nel reticolo cristallino sono intense. Questo giustifica gli elevati punti di fusione dei composti ionici.

16 NaCl Schema dei tipi di legame Un legame covalente Un legame covalente polarizzato Un legame ionico

17 IL LEGAME DATIVO o COORDINATO Un particolare tipo di legame covalente è quello conosciuto come legame covalente dativo o coordinato In questo tipo di legame la coppia di elettroni condivisi è data da uno solo degli atomi partecipante al legame. Nella molecola di ammoniaca, ha due elettroni liberi. In questo caso due elettroni di legame sono dati e lo ione H + accetta di partecipare al legame IL LEGAME DATIVO o COORDINATO Vi sono composti in cui uno o più atomi formano un numero di legami che eccede il numero degli elettroni di valenza. Questi si chiamano complessi di coordinazione. Ciascun legame con lo ione metallico si forma utilizzando una coppia di elettroni del legante

18 IL LEGAME METALLICO Reticolo cristallino metallico Gli elettroni sono liberi di muoversi da una parte del cristallo, mentre gli ioni metallici occupano posizioni fisse del reticolo IL LEGAME METALLICO Gli elettroni mobili consentono agli ioni positivi del metallo di scivolare gli uni sugli altri senza compromettere la compattezza della struttura Il legame metallico è dovuto fra ioni metallici positivi e gli elettroni che li circondano

19 LE STRUTTURE DI RISONANZA Risonanza: fenomeno relativo di elettroni di legame non localizzati che si verifica ogni volta che, data una molecola, si possono scrivere per essa più formule elettroniche che, pur conservando la stessa disposizione relativa degli atomi, differiscono per la distribuzione di elettroni. Es.: Dati sperimentali confermano che i legami tra gli atomi di ossigeno in O 3 sono perfettamente uguali ed intermedi tra un legame semplice ed uno doppio. Per O 3 è possibile scrivere due formule, definite strutture limiti che, prese singolarmente, non rispecchiano i dati sperimentali; LA STRUTTURA REALE È INTERMEDIA TRA LE DUE Le strutture limiti sono chiamate formule di risonanza. LE STRUTTURE DI RISONANZA

20 Orbitali ibridi Quando un atomo si lega ad un altro può non usare i suoi orbitali atomici, ma piuttosto nuovi orbitali ibridi derivanti dalla combinazione dei singoli orbitali atomici. Gli orbitali ibridi sono descritti matematicamente dalla combinazione delle funzioni degli orbitali atomici interagenti. Gli orbitali ibridi manifestano un parziale carattere degli orbitali atomici da cui derivano. FORMAZIONE DI ORBITALI IBRIDI sp Formazione di orbitali ibridi sp a) Orbitali atomici b) Orbitali ibridi sp equivalenti

21 nella formazione della molecola di cloruro di berillio, che ha una geometria lineare. Cl Be Vediamo dal punto di vista energetico cosa accade nella formazione degli orbitali ibridi del Be: Cl E 2 p 2 s sp 1 s Formazione di orbitali ibridi sp 2 a) Orbitali atomici b) Orbitali ibridi sp 2 sp 2 avviene un di 1 orbitale atomico s e di due orbitali p, si formano tre orbitali ibridi uguali, disposti in uno stesso piano e con i lobi grandi direzionati verso i vertici di un triangolo

22 scaricato Formazione di orbitali ibridi sp 3 da promozione ibridazione s p x p y p z s p x p y p z sp 3 H C C H H H Orientamento dei 4 orbitali sp 3

23 Ibridazione dsp 3 Bipiramide trigonale Ibridazione d 2 sp 3

24 Formazioni di orbitali molecolari ottenuti dalla sovrapposizione di orbitali ibridi e non ibridi Sovrapposizione di due orbitali ibridi sp A con atomico s di due atomi B in un composto di tipo AB 2 Anidride carbonica Carbonio ibridazione sp xz Legami Il C utilizza gli orbitali ibridi sp xy xy O C O Legami Il C utilizza gli orbitali 2p y e2p z non ibridi

25 VALENCE SHELL ELECTRON PAIR REPULSION (VSEPR) Le coppie di elettroni del livello di valenza, siano esse coppie solitarie o di legame, si dispongono nello spazio alla maggiore distanza possibile tra di loro, onde minimizzare gli effetti repulsivi. INDIVIDUA LA DISPOSIZIONE GEOMETRICA DEGLI ATOMI IN UN COMPOSTO VSEPR Dalla formula e dal numero di coppie elettroniche libere si può risalire alla organizzazione tridimensionale della molecola. AX n E m A = atomo centrale X = atomi legati ad A con legame covalente E = coppie di elettroni liberi di A il numero totale di coppie di elettroni da considerare (per la VSEPR) si calcola con la seguente formula: numero di coppie di elettroni = nx + me N.B. : ai fini della geometria molecolare, un legame multiplo tra due atomi (condivisione di 2 o 3 coppie di elettroni), si comporta come se fosse costituito da una coppia di elettroni.

26 VSEPR coppie e - N.B.: per geometria di una molecola si intende quella risultante dalla disposizione degli atomi e non delle coppie di elettroni. Es. La molecola di acqua (AX 2 E 2 ) ha geometria planare con angolo di legame di la distribuzione delle 4 coppie di elettroni è tetraedrica.

27 Modificazione della geometria delle molecole in presenza di doppietti elettronici liberi La geometria di una molecola è influenzata dalla natura dei doppietti elettronici che circondano centrale (doppietti di legame o solitari). I doppietti elettronici solitari determinano un effetto repulsivo maggiore rispetto ai doppietti elettronici di legame. Tali forze sono responsabili della distorsione degli angoli di legame..... Es: NH 3, H 2 O.. Distorsione degli angoli di legame in presenza di coppie solitarie di elettroni

28 gli orbitali di valenza hanno ibridazione sp 3 I due legami O-H sono legami z H z H H y O H x y O a H x ibridazione b H

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