I legami covalenti eteronucleari spostano la carica del legame sull atomo più elettronegativo

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1 La polarità I legami covalenti eteronucleari spostano la carica del legame sull atomo più elettronegativo L elettronegatività è il parametro di riferimento utilizzato per valutare il trasferimento di carica elettronica Le molecole, a seconda della loro geometria e composizione, assumono una determinata polarità (momento di dipolo)

2 L entità del dipolo elettrico si riporta come momento di dipolo, espresso in debye, ed una freccia con punta verso la carica positiva. Se la somma vettoriale dei momenti dipolari dei vari legami componenti la molecola non è nulla, la molecola sarà polare. Molecole biatomiche sono polari se lo è il legame (praticamente sempre nel caso di molecole eteronucleari); Molecole poliatomiche sono polari se lo sono i legami e se questi sono disposti nello spazio in maniera da non potersi elidere.

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8 Legami multipli ordine di legame = n di coppie elettroniche di legame condivise tra gli atomi Una coppia di elettroni condivisi: ordine di legame 1 legame semplice Due coppie di elettroni condivisi: ordine di legame 2 legame doppio Tre coppie di elettroni condivisi: ordine di legame 3 legame triplo N + N N N N N N N N N 1.47 Å 1.24 Å 1.10 Å

9 Legami multipli All aumentare dell ordine di legame diminuisce la distanza tra i nuclei degli atomi legati (distanza o lunghezza di legame) PERO : Le coppie elettroniche di legame si respingono e possono indebolire il legame stesso. Un doppio legame non è due volte più forte di un legame semplice.

10 Forza di un legame covalente aumenta all aumentare del numero di legami, perché aumentano gli elettroni che congiungono gli atomi legame distanza di energia di legame (Å) legame (kj/mol) C-C C=C C C diminuisce con l aumentare delle coppie solitarie poste sugli atomi contigui, perché coppie solitarie si respingono ed allontanano gli atomi molecola energia di legame (kj/mol) H 2 H H 436 F 2 F F 158

11 Forza di un legame covalente diminuisce con l aumentare dei raggi atomici, perchè gli atomi legati non riescono ad avvicinarsi in maniera efficace. molecola O-H 463 S-H 338 Se-H 312 Te-H 267 H-F 565 H-Cl 431 H-Br 366 H-I 299 energia di legame (kj/mol)

12 Scrivere la struttura di Lewis dell acido acetico CH 3 COOH e dell urea (NH 2 ) 2 CO In quale tra i composti NaBr e MgBr 2 i legami manifestano più accentuato carattere covalente? E tra CaS e CaO?

13 Eccezioni alla regola dell ottetto composti con meno di otto elettroni di valenza alcuni composti presentano meno di quattro coppie di elettroni di valenza (a parte l idrogeno che può possedere solo due elettroni di valenza formando un solo legame covalente). trifluoruro di boro BF 3 (molecola planare): Il boro ha attorno a se solo 6 elettroni un orbitale di valenza vuoto e disponibile ad accettare una coppia di elettroni non condivisi legame covalente coordinato o dativo H F H F H N + B F H N B F H F H F

14 Legame covalente dativo o di coordinazione Un legame in cui uno degli atomi mette a disposizione, dona, un doppietto di elettroni (lone pair) ed un altro l accetta H H H + + NH 3 N H H

15 Risonanza (mulo!!!) Utilizzando le regole indicate si ottengono spesso strutture asimmetriche, ovvero strutture dove atomi uguali hanno un ordine di legame diverso Questo NON corrisponde alla realtà fisica, che si può misurare sperimentalmente Ione nitrato: NO 3 - La risonanza: la vera formula molecolare è intermedia fra le formule limite possibili. Le formule limite hanno uguale disposizione spaziale degli atomi

16 Carica formale = V (S + ½ L) Una struttura di Lewis nella quale la carica formale dei singoli atomi è la più prossima allo zero rappresenta la disposizione di minima energia degli atomi e degli elettroni

17 Eccezioni alla regola dell ottetto composti con numero dispari di elettroni nella grande maggioranza delle molecole il numero di elettroni è pari, con gli spin appaiati. In molecole come ClO 2, NO ed NO 2 il numero di elettroni è dispari, ovvero qualcuno dei loro atomi non raggiunge l ottetto radicali, molecole generalmente molto reattive. N O O N O

18 Eccezioni alla regola dell ottetto composti con più di otto elettroni di valenza se l atomo centrale possiede orbitali d vuoti (a partire dal 3 periodo) ad energia non troppo elevata si potrà avere una espansione della sfera di valenza espansione dell ottetto. P 4(g) + 6 Cl 2(g) 4 PCl 3(g) P 4(g) + 10 Cl 2(g) 4 PCl 5(g) Cl P Cl Cl Cl Cl P Cl Cl Cl

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20 I legami covalenti sono direzionali. Gli atomi si dispongono in modo da conseguire la massima stabilità strutturale ad una certa distanza di legame, con un certo angolo di legame Vengono rese massime: la sovrapposizione tra gli orbitali del legame la distanza tra atomi legati la distanza tra orbitali pieni e di non legame

21 TEORIA VSEPR VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion La disposizione geometrica dei legami attorno ad un atomo dipende dal numero totale di coppie elettroniche, di legame e solitarie, che lo circondano. Tali coppie si dispongono nello spazio in modo da minimizzare la loro mutua repulsione.

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26 Come prevedere la geometria di una molecola con una determinata formula stechiometrica: 1. Disegnare la struttura della molecola secondo Lewis 2. Stabilire il numero di coppie elettroniche che circondano l atomo centrale, tenendo presente che un legame multiplo viene equiparato ad una coppia 3. Disporre le coppie elettroniche in modo da minimizzare la loro repulsione e quindi dedurre la geometria molecolare

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28 Le repulsioni esercitate tra coppie di elettroni non condivise sono più forti delle repulsioni esercitate tra coppie non condivise e coppie di legame a loro volta più forti delle repulsioni esercitate tra coppie di legame

29 Le molecole poliatomiche

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31 Il metano è tetraedrico con angli diedri di

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33 IF 4 +

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40 Teoria del Legame di Valenza (Valence Bond) Si ha una equiripartizione o scambio di elettroni tra i nuclei Sovrapposizione degli orbitali atomici Legame è localizzato tra i due atomi Razionalizzazione della teoria di Lewis secondo la meccanica ondulatoria

41 Secondo la teoria del VB le condizioni da soddisfare per avere formazione di un legame chimico sono: 1)Gli orbitali atomici che si sovrappongono devono avere energie simili o poco diverse 2)Ognuno dei due atomi deve contribuire con orbitali atomici che descrivono un solo elettrone 3)La direzione di massima sovrapposizione degli orbitali corrisponde alla direzione del legame 4)Gli elettroni devono appaiarsi

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46 IBRIDAZIONE h 1 = s + p x + p y + p z h 2 = s - p x - p y + p z h 3 = s - p x + p y - p z h 4 = s - p x - p y - p z

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61 l orbitale 1s ha simmetria sferica!! Mentre gli orbitali di tipo p sono allineati sugli assi x, p e z!!!!

62 I quattro legami tetraedrici del metano devono essere costruiti da una combinazione di questi orbitali

63 La geometria tetraedrica deriva dalla combinazione dei quattro orbitali a formare un ibrido chiamato sp 3

64 Gli orbitali possono però essere combinati in altro modo. Nei composti del carbonio ci possono essere legami doppi o tripli. In questo caso la diversa geometria richiede un diverso tipo di ibridazione. Questi nuovi ibridi sono chiamati sp 2 e sp. Un doppio legame Ibridazione sp 2 Un triplo legame Ibridazione sp

65 Ibridazione a formare legami di tipo sp 2 Un orbitale s e due orbitali p per ogni atomi di carbonio sono utilizzati per costruire dei legami di tipo sigma che danno origine ad una geometria di tipo trigonale.

66 Restano degli orbitali di tipo p, uno per ogni atomo di carbonio!!! I rimanenti due orbitali ortogonali ai legami di tipo sigma danno luogo ad un legame di tipo pgreco (p ) sopra e sotto il piano del legame sigma.

67 La sovrapposizione di questi orbitali forma una nuvola di elettroni pgreco sopra e sotto il piano dei legami di tipo sigma. Questo legame di tipo p è presente nelle molecole organiche dove esistono doppi legami. Il legame di tipo p è più debole del legame di tipo sigma (quindi più reattivo).

68 La rotazione è rapida attorno ad un legame carboniocarbonio di tipo sp 3. Si possono avere diverse conformazioni (prossimamente Chimica Organica) Il legame di tipo p impedisce la libera rotazione attorno al legame sp 2.

69 Ibridazione a formare legami di tipo sp Un orbitale di tipo s ed un orbitale di tipo p per ogni atomo sono utilizzati per costruire un legame di tipo sigma con una geometria lineare.

70 Ibridazione a formare legami di tipo sp I rimanenti orbitali p sono utilizzati per costruire degli orbitali di tipo pgreco, con densità elettronica che avvolge il piano del legame sigma.

71 Ibridazione a formare legami di tipo sp La sovrapposizione di questi orbitali genera una nube di elettroni che circonda completamente il piano dei legami sigma.

72 sp 3 : geometria tetraedrica, angoli di legame 109, rotazione si. sp 2 : geometria trigonale, angoli di legame di 120, rotazione no sp:geometria lineare, angoli di legame di 180, rotazione no

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Se non avviene niente tra gli elettroni, i due atomi si respingono e non si ha nessun legame.

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