Il legame chimico ATOMI MOLECOLE

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1 Il legame chimico Gli atomi tendono a combinarsi con altri atomi per dare un sistema finale più stabile di quello iniziale (a minor contenuto di energia). ATOMI MOLECOLE 1

2 Stati repulsivi di non legame Prevalgono le forze repulsive, E aumenta Energia potenziale 0 Stati attrattivi di legame 2 atomi lontani l uno dall altro: nessuna forza d interazione E = 0 Energia di dissociazione del legame D Interazione attrattiva fra nuvole elettroniche e nucleo E totale diminuisce Quando la distanza = r, si forma il legame r = distanza di legame Situazione di minor energia Distanza fra nuclei 2

3 Nei vari tipi di legami sono coinvolti gli elettroni periferici = elettroni di valenza Gli elettroni vengono trasferiti o condivisi in modo che ogni atomo acquisti una configurazione elettronica particolarmente stabile (gas nobile con 8 elettroni = ottetto) 3

4 Legame ionico Legame di natura elettrostatica: elettroni trasferiti da un atomo a bassa energia di ionizzazione (elettropositivo) ad un atomo ad elevata affinità elettronica (elettronegativo) Il legame risulta da l attrazione elettrostatica fra i due ioni con carica diversa Formazione di ioni 4

5 Na ([1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 1 ]) + Cl ([1s 2,2s 2,2p 6,3s 2,3p 5 ] Na + ([1s 2, 2s 2, 2p 6 ) + Cl - ([1s2,2s 2,2p 6,3s 2,3p 6 ] Na + + Cl - NaCl Formazione di un solido cristallino nel quale ogni ione attrae il maggior numero possibile di ioni di segno opposto 5

6 legame ionico Formazione di cationi Metalli dei gruppi 1 e 2 tendono a cedere 1 e 2 elettroni e formare cationi M +, M 2+ con la stessa struttura elettronica del gas nobile precedente Li Li + + e - [He] 2s 1 Ca: Ca e - [Ar] 4s 2 6

7 legame ionico Formazione di anioni I non metalli dei gruppi 16, 17, 18 tendono ad acquisire elettroni per formare anioni con la stessa struttura elettronica del gas nobile successivo.... : Br. : + e - : Br.. : - [Ar] 3d 10, 4s 2, 4p 5 OTTETTO 7

8 Formazione di un legame ionico -trasferimento di elettroni ioni -attrazione elettrostatica fra gli ioni K [Ar] 4s 1 + Cl [Ne] 3s 2 3p 5 K + + Cl - K + Cl - Elettroneutralità dei composti ionici: numero di elettroni ceduti = numero di elettroni acquistati. 8

9 ogni ione attrae il maggior numero possibile di ioni di segno opposto : si forma un solido cristallino.. Ca : + : O :.. Ca 2+ + : O.. :

10 Legame covalente Teoria di lewis Legame covalente dovuto alla condivisione tra 2 atomi di una o più coppie elettroniche in modo che ciascun atomo raggiunga la configurazione del gas nobile (regola dell otteto) coppia di elettroni condivise tra gli atomi gli elettroni appartengono ad entrambi gli atomi 10

11 Simboli di Lewis H 1s 1 Li [He] 2s 1 Li Na [Ne] 3s 1 K [Ar] 4s 1 Rb [Kr] 5s 1 Cs [Xe] 6s 1 H Na K Rb Cs Be [He] 2s 2 Mg [Ne] 3s 2 Ca [Ar] 4s 2 Sr [Kr] 5s 2 Ba [Xe] 6s 2 Be: Mg: Ca: Sr: Ba: 11

12 .. F [He] 2s 2 2p 5 :F:. Cl [Ne] 3s 2 3p 5.. :Cl:. Br [Ar] 4s 2 4p 5.. :Br:... I [Kr] 5s 2 5p 5 :I:. Regola dell ottetto Gli atomi, condividendo la coppia di elettroni di legame, tendono a circondarsi di un ottetto di elettroni. 12

13 Legame covalente omonucleare Condivisione di elettroni fra atomi uguali Legami singoli H + H H:H H - H Molecola H 2 Cl + Cl Cl - Cl Molecola Cl 2 Legami multipli Gli atomi possono condividere 4 o 6 elettroni legami doppi o tripli 13

14 Legame covalente eteronucleare Condivisione di elettroni tra atomi diversi Quando gli atomi hanno diverse elettronegatività il doppietto elettronico è più vicino a uno degli atomi Si forma un legame covalente polare. H e - + e - F e - e - e - e - e - e - e - e - δ + H e - e - F e - e - δ - e - e - 14

15 Legame metallico Gli elettroni di valenza non sono legati ad un particolare atomo ma sono condivisi fra tutti gli atomi sono delocalizzati

16 Legame ionico Elettropositivo + Elettronegativo Legame Covalente polare Legame covalente Elettronegativo + Elettronegativo Legame metallico Elettropositive + Elettropositive 16

17 Strutture di Lewis Rappresentazione del legame covalente Il legame covalente è formato da una coppia di elettroni con spin opposti che si trovano in un orbitale atomico H isolato 1s 1 H in molecola 1s 2 F isolato 1s 2, 2s 2, 2p 5 F in molecola 1s 2, 2s 2, 2p 6 17

18 Strutture di Lewis Ottetto.... H + O.. + H H:O:H.. Elettroni Condivisi doppietti elettronici non partecipanti al legame 18

19 Come disegnare una struttura di Lewis Calcolare il numero di elettroni nella struttura di Lewis = somma degli elettroni di valenza di tutti gli atomi Disegnare la struttura organizzando gli atomi legati con un legame singolo (2 elettroni) Distribuire gli elettroni rimanenti (a coppie) in modo da soddisfare la regola dell ottetto (Ad eccezione dell idrogeno, ogni atomo deve essere circondato da un ottetto) Elettroni di valenza + numero di legami = 8 Posizionare gli elettroni non di legame sull atomo centrale Se l atomo centrale non è circondato da un ottetto, provare legami multipli 19

20 esempi C tetravalente? 20

21 Casi particolari C ha configurazione 2s 2 2p 2 ma è tetravalente Differenza di energia fra i livelli s e p è bassa un elettrone s promosso al livello p configurazione sp 3 Be: 2s 2 sp per (2 elettroni spaiati) Al e B: s 2 p 1 sp 2 (3 elettroni spaiati) Queste transizioni sono possibili perché la debole energia di promozione è compensata dall energia di formazione di legame. 21

22 Composti organici H.. H H H:C:H.. C::C H:C:::C:H H H H : : : : Legame singolo Legame doppio Legame triplo H H H H-C-H C=C H-C C-H H H H 22

23 Covalenza dativa o coordinativa Si parla di covalenza dativa quando un atomo fornisce due elettroni ad un altro atomo che presenta un livello vuoto esempio di livello vuoto: L atomo di boro B: [He] 2s 2,2p 1 può formare 3 legami covalenti (BF 3 ) rimane un livello p vuoto che può ricevere due e - L atomo di azoto N: [He] 2s 2 2p 3 può formare 3 legami covalenti (NH 3 ) presenta un doppietto che non partecipa al legame disponibile per un eventuale prestito. 23

24 H H.. x x. N x x + B. + H F.... F F H H.. x x. N x x H.... F..... B.. F F +.+ Ottetto incompleto H F H-N B-F H F 24

25 SO

26 Orbitale molecolare Orbitale molecolare risulta dalle fusione degli orbitali atomici Consiste in una nuvola elettronica intorno ad entrambi i nuclei con una maggiore probabilità di trovare gli elettroni tra due nuclei piuttosto che agli estremi Orbitale 1s Orbitale 1s Sovrapposizione Orbitale molecolare di legame 26

27 Ibridazione degli orbitali Elettroni di legame provenienti da diversi orbitali - CH 4 : 4 legami, 1 orbitale s, 3 orbitali p - BCl 3 : 3 legami, 1 orbitale s, 2 orbitali p E stato dimostrato sperimentalmente che i legami sono identici. L interpretazione di questo comportamento è che gli orbitali dei legami non sono puri ma ibridi. Ad esempio, 1 orbitale p e 1 orbitale s si trasformano in 2 orbitali equivalenti denominate sp. 2 orbitali p e 1 orbitale s si trasformano in 3 orbitali equivalenti denominate sp2. 3 orbitali p e 1 orbitale s si trasformano in 4 orbitali equivalenti denominate sp3. 27

28 Ibridazione degli orbitali - CH4: 4 legami, 1 orbitale s, 3 orbitali p 28

29 Formazione del legame doppio dell etilene CH 2 =CH 2 1 orbitale s + 2 orbitali p ibridazione sp 2 Legame σ con 1 C e 2H 29

30 Un orbitale p per ogni atomo di carbonio non partecipa al legame 30

31 Si forma il legame π per sovrapposizione degli orbitali p 1 legame σ + 1 legame π 31

32 Formazione del legami triplo dell acetilene CH=CH 1 orbitale s + 1 orbitali p ibridazione sp Legame σ 32

33 Due orbitali p per ogni atomo di carbonio non partecipano al legame 1 legame σ + 2 legami π 33

34 34

35 Energia e lunghezza di legame La coesione della molecola risulta dall attrazione elettrostatica fra i nuclei positivi e gli elettroni negativi che si trovano principalmente fra di loro. L energia di legame = differenza fra l energia della molecola e quella degli atomi separati, dipende dalla forma dell orbitale. La lunghezza del legame è la distanza tra i due centri di due atomi legati insieme Esiste una distanza ottimale fra gli atomi corrispondente ad una energia minima = distanza alla quale l attrazione elettroni-nuclei compensa la repulsione fra i nuclei stessi. Un legame polare è più corto di un legame apolare Un legame triplo è più corto di un legame doppio che è più corto di un legame singolo 35

36 Geometria degli orbitali molecolari Gli orbitali atomici che rappresentano le regioni dello spazio dove si trovano gli elettroni, hanno forme ed orientamenti definiti dal numero quantico l. Anche gli orbitali ibridi hanno forma e orientazione particolari. Ne risulta che i legami di covalenza sono legami con caratteristiche geometriche (lunghezza, angoli di legame) definite e determinano la disposizione spaziale degli atomi nelle molecole (stereochimica) 36

37 La molecola di acqua non è lineare: Lunghezza del legame = 95.8 pm Angolo di legame =

38 La molecola di metano è tetraedrica 38

39 H 2 C=CH 2 etilene legame doppio, ordine di legame 2 HC=CH acetilene, legame triplo, ordine di legame 3 Etilene acetilene 39

40 Teoria della repulsione delle coppie elettroniche del guscio di valenza (VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion): le coppie elettroniche si respingono tra di loro, sia che facciano parte dei legami chimici (coppie di legame), sia che non siano condivise (coppie solitari). Le coppie di elettroni tendono ad assumere orientazioni che riducano al minimo le reciproche repulsioni. 40

41 forma N coppie elettroni di legame N coppie elettroni solitari Angolo di legame/ Esempi Lineare BeCl 2, CO 2, HCN, C 2 H 2 Trigonale planare BF 3, SO 3, NO 3-, CO 3, C 2 H 4 Tetraedrico NH 4+, SO 4 2-, SiO 4 2- PO 4 3-, Ni(CO) 4, CH 4 Trigonale piramidale PH 3, SO 3 2-, NH 3 planare piegata o a V H 2 S, SO 2, H 2 O 41

42 Ioni poliatomici Questi ioni sono delle molecole con carica come SO 4 2-, NO 3-, CrO 4 2-, MnO 4-, Ione ammonio 42

43 I legami intermolecolari Le forze intermolecolari sono le forze esistenti fra le molecole Forze di van der Waals Interazioni dipolo-dipolo fra dipoli permanenti (composti polari) Forze di London Interazioni dipolo-dipolo fra ipoli istantanei e dipoli indotti

44 Legame a idrogeno Il legame a idrogeno si forma quando un atomo di H legato con un legame covalente ad un atomo fortemente elettronegativo (F, O, N) viene attratto da l atomo elettronegativo appartenente ad una molecola vicina. 44

45 45

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