Chimica. Lezione 2 Il legame chimico Parte I

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Alessio Danieli
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1 Chimica Lezione 2 Il legame chimico Parte I

2 Gli ioni Uno ione è un ATOMO o una MOLECOLA che possiede una CARICA (positiva o negativa) È quindi una specie chimica che ha acquistato o ceduto uno o più elettroni rispetto alla sua forma neutra (= priva di carica) Gli ioni carichi negativamente sono detti anioni e quelli carichi positivamente sono chiamati cationi

3 Ioni Ione atomico È uno ione formato da un solo atomo Ione molecolare È formato da più di un atomo OH - NO 3 - NH 4+

4 Il legame ionico Forza di attrazione elettrostatica che si stabilisce tra due ioni di carica opposta. Si forma tra atomi o gruppi di atomi tra i quali sia avvenuto uno scambio di elettroni: l'atomo o il gruppo atomico che cede elettroni si trasforma in ione positivo (catione), l'atomo o il gruppo atomico che acquista elettroni si trasforma in ione negativo (anione). Si instaura con facilità tra elementi aventi un'elevata differenza di elettronegatività (superiore a 1,7) ed è tipico dei sali.

5 NaCl: ognuno dei due ioni Na + e Cl assume la configurazione elettronica esterna a ottetto, caratteristica dei gas nobili (il sodio assume la configurazione del neon, il cloro quella dell'argon).

9 Il legame a idrogeno E un particolare tipo di interazione fra molecole che si forma ogni volta che un atomo di idrogeno, legato ad un atomo fortemente elettronegativo (capace di attrarre elettroni), interagisce simultaneamente con un altro atomo molto elettronegativo che abbia una coppia di elettroni libera, come l ossigeno, l azoto o il fluoro. Viene rappresentato come una linea tratteggiata tra l idrogeno e l altro atomo elettronegativo.

10 Quando un atomo di idrogeno è legato ad atomi molto elettronegativi, si ha una separazione di cariche e la molecola, pur restando elettricamente neutra, presenta una parziale carica positiva su un atomo (in genere indicata come δ + ) ed una parziale carica negativa sull altro (δ - ). L atomo di idrogeno, che costituisce l'estremità positiva della molecola, interagisce con l'estremità negativa di un altra molecola vicina, creando un vero e proprio "ponte" tra le due molecole.

11 Il singolo legame idrogeno è piuttosto debole. In genere, però, se ne forma un gran numero contemporaneamente, e tutti insieme hanno un influenza determinante sulle proprietà chimiche e fisiche di composti polari (come il fluoruro di idrogeno e l acqua) Il legame idrogeno è un legame direzionale: è più forte se l idrogeno è allineato con i due atomi elettronegativi

15 Struttura dell acqua Doppietti elettronici liberi in alcune molecole

17 Perché si forma il legame chimico (ionico o covalente)?

18 GLI ATOMI TENDONO A LEGARSI SPONTANEAMENTE FRA DI LORO, PER FORMARE DELLE MOLECOLE, OGNI QUALVOLTA QUESTO PROCESSO PERMETTE LORO DI RAGGIUNGERE UNA CONDIZIONE DI MAGGIORE STABILITA ENERGETICA. QUESTO PROCESSO DA LUOGO AL LEGAME CHIMICO

19 OGNI LEGAME TRA ATOMI COINVOLGE GLI ELETTRONI PERIFERICI, DETTI ELETTRONI DI VALENZA Elettroni di valenza

20 Gas nobili e regola dell ottetto Ci sono elementi che esistono in natura sotto forma di ATOMI ISOLATI Appartengono all ottavo gruppo della tavola periodica e vengono chiamati gas nobili o gas inerti. La configurazione elettronica esterna di ciascuno di essi è s 2 p 6. È costituita da 2 elettroni nel sottolivello s e 6 nel sottolivello p (otto elettroni nel loro ultimo livello).

21 s 2 p 6 Questa configurazione è chiamata OTTETTO conferisce agli atomi stabilità e inerzia chimica: i gas nobili non hanno tendenza a reagire e sono noti pochissimi composti di cui essi entrino a far parte; infatti sono gli unici elementi che esistono in natura sotto forma di atomi isolati mentre la gran parte della materia che ci circonda è costituita da molecole. Sono tutti presenti nell'atmosfera in piccole quantità (il più abbondante è l'argon: circa 1%).

22 La regola dell ottetto Un atomo è stabile quando possiede 8 elettroni nel suo livello di valenza. Gli atomi che non hanno tale configurazione tendono ad acquistarla legandosi con altri atomi in modo da modificare il loro assetto elettronico e renderlo simile a quello di un gas nobile che precede o segue l atomo considerato. Ogni elemento tende ad assumere la configurazione elettronica del gas nobile ad esso più vicino nella tavola periodica.

23 Gli elementi dei primi gruppi della tavola periodica perdono elettroni (ionizzazione) assumendo in tal modo la struttura elettronica del gas nobile che li precede; gli elementi del VI e VII gruppo tendono invece ad acquistare elettroni raggiungendo la struttura elettronica del gas nobile che segue

24 Eccezioni alla regola dell ottetto Idrogeno ed elio, possedendo solamente un orbitale s, raggiungono una configurazione completa con due elettroni. Metalli di transizione, nel cui guscio di valenza possono essere ospitati fino a 18 elettroni: hanno ottetto espanso. Gli elementi a partire dal terzo periodo, analogamente ai metalli di transizione, possono sfruttare gli orbitali d espandendo anche loro l'ottetto (ad esempio PCl 5 e SCl 6 ).

25 I metalli del I, II e III tendono a perdere rispettivamente 1, 2 e 3 elettroni per raggiungere la configurazione del gas nobile che li precede. I non metalli che appartengono al V VI e VII gruppo tendono ad acquistare 3, 2 e 1 elettroni per assumere la configurazione elettronica del gas nobile che li segue.

29 Se la differenza di elettronegatività ( x) è 1,9 il legame è IONICO Se 0,5 x < 1,9 il legame è covalente polare Se x < 0,5 il legame è covalente puro

30 Appendice La configurazione elettronica degli elementi

31 Regole per stabilire la configurazione elettronica degli elementi Teoricamente il numero di strati è infinito; per gli elementi noti è stato individuato un numero massimo di 7 strati (o livelli o gusci) di elettroni intorno al nucleo Gli strati possono contenere un numero diverso di elettroni. Questo numero aumenta andando dallo strato più vicino al nucleo alla periferia. Gli elettroni degli strati più vicini al nucleo possiedono energie MINORI degli elettroni appartenenti agli strati più lontani dal nucleo. Gli elettroni si dispongono sempre negli strati di minor energia e riempiono questi prima di occupare posizioni più lontane dal nucleo a maggiore energia; soltanto l'ultimo strato può quindi essere incompleto.

32 Nella tabella sono indicati i numeri massimi di elettroni che possono occupare i primi quattro livelli. Questo numero può essere calcolato dalla formula: 2n 2 in cui n rappresenta il numero che contraddistingue il livello. Es: il livello numero 3 può contenere 2 x 9 =18 elettroni. livello n di elettroni

33 Da un'analisi più approfondita dei dati sperimentali in ogni livello sono stati individuati dei SOTTOLIVELLI che vengono indicati con le lettere s, p, d e f. Ciò significa che all'interno di un singolo livello non tutti gli elettroni possiedono la stessa energia (anche se le differenze fra di essi sono sicuramente minori che tra elettroni che occupano livelli differenti).

34 Riassumiamo alcune informazioni riguardanti il riempimento elettronico dei sottolivelli Nel 1 livello esiste solamente il sottolivello s. Nel 2 livello esistono i sottolivelli s e p. Nel 3 livello esistono i sottolivelli s, p e d. Nel 4 livello e in tutti quelli successivi esistono i sottolivelli s, p, d e f. Il sottolivello s può contenere 2 elettroni, il sottolivello p ne può contenere 6, il sottolivello d ne può contenere 10 e quello f 14. All'interno di ogni livello l'energia dei sottolivelli cresce nell'ordine s, p, d, f e questo quindi è anche l'ordine con cui

35 Esempio: proviamo a mettere in pratica le regole e a determinare la configurazione elettronica del boro L'elemento boro ha atomico 5 (Z=5). La sua configurazione elettronica può venire indicata nel seguente modo: 1s 2 2s 2 2p 1 I numeri scritti in grande rappresentano il livello, le lettere rappresentano i sottolivelli e gli esponenti delle lettere indicano il numero di elettroni presenti in quel sottolivello.

36 Primo livello: 1s 2 La configurazione elettronica del boro inizia col numero 1 perchè questo è il primo livello a riempirsi (essendo quello di minor energia). Dopo il numero 1 troviamo la lettera s perchè nel primo livello esiste solamente il sottolivello s ed il suo esponente è 2 perchè è riempito dai primi 2 elettroni.

37 Secondo livello (sottolivello s) 2s 2 Il 1 livello è pieno; passiamo al secondo. Ora dobbiamo scrivere 2 (perchè i sottolivelli che andiamo a riempire appartengono al 2 livello). Incontriamo di nuovo il sottolivello s che è quello a minore energia del suo strato, e si riempie con altri 2 elettroni (e questo numero lo mettiamo di nuovo come esponente).

38 Secondo livello (sottolivello p) 2p 1 L'ultimo elettrone rimasto (ne abbiamo già sistemati 4 dei 5 che l'atomo di boro possiede) si posiziona nel sottolivello p; anche stavolta gli scriviamo davanti 2 per ricordarci a che livello appartiene e come esponente scriviamo il numero 1. Se facciamo la somma degli esponenti presenti nella configurazione elettronica otteniamo 5 che è il numero atomico del boro: siamo così sicuri di avere sistemato tutti gli elettroni dell'elemento Il boro ha il primo livello completo e possiede

Il riempimento dei sottolivelli non avviene però sempre con la regolarità che abbiamo indicato perchè nei livelli più lontani dal nucleo le differenze di energia fra i diversi sottolivelli tendono a

39 Il riempimento dei sottolivelli non avviene però sempre con la regolarità che abbiamo indicato perchè nei livelli più lontani dal nucleo le differenze di energia fra i diversi sottolivelli tendono a diminuire sempre più (e anzi in alcuni casi avvengono delle "sovrapposizioni" tra sottolivelli). Per poter stabilire le configurazioni elettroniche di tutti gli elementi chimici è però sufficiente seguire lo schema riportato:

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