GENERALITA SUI LEGAMI CHIMICI
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- Graziana Spano
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1 GENERALITA SUI LEGAMI IMII Legame ionico Legami forti Legame covalente Legami Legame metallico Legami deboli 1
2 Regola dell ottetto (Lewis,, 1916) Lewis: rappresentazione elettroni di valenza con punti posti ai lati del simbolo chimico dell atomo Li Be B F Ne Gli atomi si legano ad altri atomi acquistando, perdendo, mettendo in comune elettroni per assumere negli orbitali esterni una struttura ad ottetto N I II III IV V VI VII e Ne Ar Kr Xe -1e -2e -3e Li Na K Rb s Be B Mg Al a Ga Sr In Ba Tl Si Ge Sn Pb N P As Sb Bi S Se Te Po F l Br I At 4e 3e 2e 1e Ne Ar Kr Xe Rn Rn Fr Ra Fr 2
3 Il legame ionico Na l Na + l [Ne]3s 1 [Ne]3s 2 3p 5 [Ne] [Ne]3s 2 3p 6 legame ionico: completo trasferimento di elettone/i da un atomo (metallo M) all altro (non metallo X) formazione di ioni attrazione elettrostatica tra gli ioni con formazione di un reticolo cristallino solido Na + l [Na] + [ l ] per M bassa affinità elettronica Favorito da: per X elevata affinità elettronica 3
4 E 1s 1s + + interazioni repulsive interazioni attrative 0 energia di legame r r m 4
5 Legame covalente + = 2 l + l = l l l l l 2 + l = l l l 5
6 + = 2 N + N = N N N N N 2 6
7 = 7
8 Direzionalità del legame covalente Il numero di coppie di elettroni (sia di legame, sia di non legame) del guscio elettronico di valenza influenza la direzione dei legami covalenti. Secondo teoria VSEPR (valence shell electron pair repulsion) i doppietti elettronici si dispongono in modo da minimizzare le repulsioni elettrostatiche l Be l 180 l l B l 120 l Sn l 120 8
9 N ,5 9
10 Elettronegatività Misura la capacità di un atomo in una molecola ad attrarre gli elettroni di legame δ+ l 4 F Elettronegatività (ev) l Br I At Fr Li Na K Rb s numero atomico Z 10
11 11 19 K 0,8 1 2,1 3 Li 1,0 11 Na 0,9 37 Rb 0,8 55 s 0,7 21 Sc 1,3 87 Fr 0,7 20 a 1,0 4 Be 1,5 12 Mg 1,2 38 Sr 1,0 56 Ba 0,9 88 Ra 0,9 39 Y 1,2 22 Ti 1,5 40 Zr 1,4 23 V 1,6 41 Nb 1,6 72 f 1,3 73 Ta 1,5 24 r 1,5 42 Mo 1,8 25 Mn 1,5 43 Tc 1,9 74 W 1,7 75 Re 1,9 26 Fe 1,8 44 Ru 2,2 27 o 1,8 45 Rh 2,2 76 s 2,2 77 Ir 2,2 28 Ni 1,8 46 Pd 2,2 29 u 1,9 47 Ag 1,9 78 Pt 2,2 79 Au 2,4 30 Zn 1,6 48 d 1,7 80 g 1,9 31 Ga 1,6 5 B 2,0 13 Al 1,5 49 In 1,7 81 Tl 1,8 32 Ge 1,8 6 2,5 14 Si 1,8 50 Sn 1,8 82 Pb 1,9 33 As 2,0 7 N 3,0 15 P 2,1 51 Sb 1,9 83 Bi 1,9 34 Se 2,4 8 3,5 16 S 2,5 52 Te 2,1 84 Po 2,0 35 Br 2,8 9 F 4,0 17 l 3,0 53 I 2,5 85 At 2,2 57 La 1,1 58 e 1,1 59 Pr 1,1 60 Nd 1,1 61 Pm 1,2 62 Sm 1,2 63 Eu 1,1 64 Gd 1,2 65 Tb 1,2 66 Dy 1,2 67 o 1,2 68 Er 1,2 69 Tm 1,2 70 Yb 1,2 71 Lu 1,3 89 Ac 1,3 90 Th 1,5 91 Pa 1,7 92 U 1,3 93 Np 1,3 94 Pu 1,3 95 Am 1,3 96 m 1,3 97 Bk 1,3 98 f 1,3 99 Es 1,3 100 Fm 1,3 101 Md 1,3 102 No 1,5 3 IIIA 4 IVA 5 VA 6 VIA 7 VIIA 9 VIII IB 12 IIB 13 IIIB 14 IVB 15 VB 16 VIB 17 VIIB 1 IA 2 IIA Elettronegativit Elettronegatività (Pauling) fino a 1 1,5-1,9 2,0-2,9 3,0-4 aumenta aumenta diminuidce diminuidce A causa del raggio atomico
12 I legami possono avere un carattere misto ionico- covalente a seconda dell elettronegativita elettronegativita degli atomi che si legano. Percentuale di carattere ionico covalente puro prevale carattere covalente covalente polare prevale carattere ionico 0,0 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 EN 12
13 Molecole polari δ+ δ- momento dipolare µ = q d coulomb m ( m) [SI] Debye 1D = 3, m molecole biatomiche omonucleari ( 2, 2, F 2 ) sono apolari molecole biatomiche eteronucleari (l, N) sono polari molecole poliatomiche eteronucleari momento dipolare totale dipende da somma vettoriale di singoli momenti dipolari Per stabilire se una molecola è polare occorre tenere conto di fattori quali: Differente elettronegatività degli atomi Struttura spaziale della molecola 13
14 Molecole apolari µ = 0 Molecole polari µ 0 BeF 2 2 2δ+ F Be F 2δ+ S 2 2δ+ S BF 3 F 3δ+ B F F N 3 3δ+ N 4 4δ+ 3 F F 4δ+ 14
15 La polarità influenza comportamento fisico delle molecole l l µ 0 µ = 0 l l cis trans T eb. di composto cis >T eb composto trans 15
16 Il carbonio Numero atomico: 6 onfigurazione elettronica teorica: = [e]2s 2 2p x1 2p y 1 Si trova pero che il arbonio puo legarsi a 2, 3, 4 atomi (che possono essere altri arboni o atomi diversi) formando angoli di legame precisi e cristalli con proprieta eterogenee: In forma pura puo legarsi a: 4 atomi Diamante (materiale molto duro, isolante) 3 atomi Grafite (materiale molto soffice, conduttore), fullerene Quando si lega all idrogeno (idrocarburi), puo accadere che formi composti del tipo: n(2n+2) (alcani) Es. 4, 26, 38 n 2n (alcheni) Es. 24 n(2n-2) (alchini) Es. 22 Idrocarburi ciclici (aromatici o aliciclici):es. Benzene (66) 16
17 Formazione del legame carboniocarbonio: legami multipli fig.1.2: la sovrapposizione orbitalica nel doppio legame carbonio-carbonio [3]. rbitale Molecolare = combinazione lineare degli orbitali atomici (LA) 17
18 rbitali Ibridi è tetravalente: quando forma 4 legami uguali, ciò non è spiegabile con la struttura: = [e]2s 2 2p x1 2p y 1 i sono solo 2 elettroni spaiati 2 angolo reale molecola 2 = 104,5 Y = [e]2s 2 2p x2 2p y1 2p z 1 = 1s 1 Nelle molecole e negli ioni poliatomici gli elettroni occupano orbitali diversi da quelli atomici orbitali ibridi 90 X 18
19 Ibridizzazione sp: Be 2 = 1s 1 Be = [e]2s 2 2s 2p x 2p y 2p z sp 180 sp E 2s 2p 2p 2sp s sp sp s stato fondamentale Ibrido sp AB 2 : lineare 19
20 Ibridizzazione degli orbitali: sp2 rbitale ibrido sp 2 Vista dall alto Vista laterale fig.1.1: un atomo di carbonio ibridizzato sp 2 [3]. 20
21 Ibridizzazione sp 3 : 4 = 1s 1 = [e]2s 2 2p 2 2s 2p x 2p y 2p z E 2p sp 3 2s stato fondamentale Ibrido sp 3 AB 4 : tetraedrica 21
22 Ibridizzazione sp 3 : 2 E 2p sp s stato fondamentale Ibrido sp 3 AX 2 B 2 : tetraedrica 22
23 E 2p 2p 2p sp sp 2 sp 3 2s stato fondamentale Ibrido sp Ibrido sp 2 Ibrido sp 3 c c c c c 1σ 2π 120 pm 1σ 1π 134 pm 1σ 154 pm Esempi:
24 orbitali ibridi orbitali atomici impiegati n orbitali ibridi geometria angolo orbitali atomici non utilizzati sp 1s, 1p 2 lineare 180 2p sp 2 1s, 2p 3 planare trigonale 120 1p sp 3 1s, 3p 4 tetraedrica 109,28 _ dsp 3 1s, 3p, 1d 5 bipiramidale trigonale 90, 120 4d d 2 sp 3 1s, 3p, 2d 6 ottaedrica 90, 90 3d 24
25 legame π Ibridazione sp2 legame σ legame σ 25
26 legame π legame π Ibridazione sp legame σ legame σ 26
27 Effetto dei sostituenti sugli angoli di legame l l ' δ l δ l 2 l 2 N ' N
28 Risonanza 6 6 Molecola reale: rappresentata da entrambe le strutture: ibrido di risonanza tra le varie formule di struttura indicate come formule limite. formula limite formula limite molecola reale 28
29 N N N N P 4 3 P P P P
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