Legame chimico: legame ionico, legame covalente, legame metallico

Transcript

1 Legame chimico: legame ionico, legame covalente, legame metallico

2 Elettroni interni Categorie di elettroni elettroni del gas nobile che precede l elemento nella tavola periodica, riempiono tutti i livelli energetici inferiori di un atomo. Elettroni esterni elettroni presenti nel livello energetico più elevato, quindi si trovano ad elevata distanza dal nucleo Elettroni di valenza elettroni coinvolti nella formazione di composti (legame chimico). per elementi dei gruppi principali elettroni valenza sono gli elettroni esterni.

3 Tavola periodica ed elettroni esterni Per gli elementi dei gruppi principali, il numero del gruppo è pari al numero di elettroni esterni. Il numero del periodo corrisponde al valore di n del livello energetico maggiore. Numero totale di orbitali per un dato livello (o guscio) è pari ad n 2 Numero totale di elettroni per un dato livello è pari a 2n 2

4 Tavola periodica e configurazione elettronica Elementi disposti in blocchi di sottolivelli che si presentano in ordine di energia crescente.

5 Tavola periodica e configurazione elettronica

6 Elettroni di valenza per i gruppi principali Elettroni esterni coinvolti nella formazione di composti Gruppo Config. Elettronica Numero e di valenza 1A ns 1 1 2A ns 2 2 3A ns 2 np 1 3 4A ns 2 np 2 4 5A ns 2 np 3 5 6A ns 2 np 4 6 7A ns 2 np 5 7

7 Simbologia di Lewis

8 Regola dell ottetto Tale regola esprime in generale il comportamento degli elementi nella formazione di legami atomici. Quando gli atomi si legano essi cedono, acquistano o condividono elettroni per raggiungere la configurazione elettronica corrispondente al riempimento completo del livello più esterno (i.e. otto o due elettroni).

9 Legame ionico Li + F Li + F - 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 1s 2 2s 2 2p 6 [He] Li Li + + e - e - + F F - F - Li + + Li + F - [Ne]

10 Formazione di un composto ionico

11 Configurazione elettronica e periodicità chimica: reattività

12 Alogenuri dei metalli alcalini (solidi ionici) 2Na(s) + Br2(l) 2 NaBr (s)

13 Composti ionici sono elettroliti!

14 Ioni poliatomici comuni (ordine alfabetico!)

15 Nomenclatura comune di ossoanioni

16

17 Energia reticolare ( H 0 reticolare) Variazione di entalpiache accompagna la formazione di un composto ionico a partire dagli ioni allo stato gassoso. Tale valore indica intensità della forza delle interazioni Ioniche e determina le proprietà di tali composti (esempio: punto di fusione, solubilità) Li + (g) + F - (g) LiF H 0 reticolare = kj

18 Energia reticolare ( H 0 reticolare) Energia reticolare dipende dalla dimensione e dalla carica degli ioni. Infatti per un generico composto ionico AB si ha : F elettrostatica carica catione A x carica anione B (distanza anione-catione) 2

19 Forza elettrostatica vs distanza interionica (a)

20 Energia elettrostatica vs distanza interionica (a)

21 Energia elettrostaticavs distanza interionica (a): NaCl

22 Andamento energia reticolare ( H 0 reticolare) con raggio ionico

23 In pratica

24 In pratica

25 Legame covalente: molecola di H2

26 Coppie di elettroni di legame e coppie solitarie (o lone pair o non condivise) In un legame covalente, gli elettroni condivisi della coppia di legame contano nel riempimento del livello più esterno come se appartenessero entrambi a ciascuno degli atomi coinvolti nel legame.

27 Legame covalente: simbologia di Lewis Struttura di Lewis di F 2 F + F F F 7e - 7e - 8e - 8e - legame covalente singolo coppie solitarie F F coppie solitarie coppie solitarie F F legame covalente singolo coppie solitarie

28 Ordine di legame Ordine di legame: numero di coppie di elettroni condivise tra due atomi legati da legame covalente. Legame singolo: una coppia condivisa, ordine 1 Legame doppio: due coppie condivise, ordine 2 Legame triplo: tre coppie condivise, ordine 3

29 Lunghezza di legame Lunghezza di legame: distanza tra i nuclei dei due atomi legati in corrispondenza del minima energia

30 Legami singoli: idrogeno, acido fluoridrico, fluoro, 1 coppia di legame 1 coppia di legame + 3 coppie solitarie 1 coppia di legame + 6 coppie solitarie

31 Legami multipli: ossigeno, azoto 2 coppia di legame + 4 coppie solitarie 3 coppia di legame + 2 coppie solitarie

32 Legami multipli: monossido e biossido di carbonio 4 coppie di legame + 4 coppie solitarie 3 coppie di legame + 2 coppie solitarie

33 Lunghezze di legame covalente singoli e multipli (pm) (valori medi)

34 Energia di legame (entalpia di legame o forza di legame) Variazione di entalpiastandard per la rottura del legame di una mole di molecole allo stato gassoso. A-B A(gas) + B(gas) Rottura del legame: processo endotermico H 0 rottura legame > 0 A(gas) + B(gas) A-B Formazione legame: processo esotermico H 0 formazione legame < 0

35 Energia di legame (Entalpia di legame, H 0 l) H 2 (g) H (g) + H (g) H 0 = kj/mole Cl 2 (g) Cl (g) + Cl (g) H 0 = kj/mole HCl (g) H (g) + Cl (g) H 0 = kj/mole O 2 (g) O (g) + O (g) H 0 = kj/mole N 2 (g) N (g) + N (g) H 0 = kj/mole O O N N

36 E Entalpie di legame di molecole biatomiche e entalpie di legame medie di molecole poliatomiche

37 Biossido di carbonio 4 coppie di legame + 4 coppie solitarie

38 Elettronegatività Capacitàdi un atomolegato di attrarreglielettronidi legame condivisi.

39 Scala di elettronegatività di Pauling

40 Elettronegatività e raggio atomico

41 Elettronegatività e raggio atomico

42 Elettronegatività e numero di ossidazione di atomi in composti covalenti 1. elettroni condivisi sono assegnati all atomo più elettronegativo, all atomo meno elettronegativo non è assegnato alcun elettrone. 2. a ciascun atomo sono assegnati tutti i suoi elettroni non condivisi. 3. numero di ossidazione = e - valenza (e - condivisi + e - non condivisi) H-Cl n ox Cl = 7 (e- valenza) (2 + 6) = -1 n ox H = 1 (e- valenza) (0 + 0) = +1

43 Legame covalente polare (o legame polare) Legame covalente in cui la densità elettronica è maggiore in prossimità dell atomo più elettronegativo. Una molecola è polare se contiene uno o piùlegamipolari. La polarità molecolare complessiva dipende dalla forma e dalla polarità dei legami. La polarità di una molecola è misurata dal suo momento di dipolo (μ), la cui unità di misura è il debye (D).

44 Molecole polari H F δ + δ -

45 Classificazione dei legami in base alla differenza di elettronegatività ( e) Aumento della differenza di elettronegatività Covalente Covalente Polare Ionico e=0 0 < e<2 e 2

46 Classificazione dei legami in base alla differenza di elettronegatività ( e)

47 Strutture di Lewis: molecole con legame covalente 1. scrivere la formula molecolare, al centro atomo numero gruppo minore (esempio: NF 3 al centro N), a parità di gruppo quello di periodo maggiore (esempio: SO 3 al centro S, ClF 3 al centro Cl). H mai al centro perchè forma un solo legame! 2. contare il numero totale di elettroni di valenza, aggiungere uno per ogni carica negativa o sottrarre uno per ogni carica positiva. 3. disegnare legami singoli (2 e - per ogni legame ), completare l ottetto (H 2e - ) 4. controllare e inserire eventuali doppi o tripli legami con l atomo centrale 5. se non si realizza l ottetto per tutti gli atomi presenti nel composto si converte una coppia solitaria in un legame (legame multiplo)

48 Strutture di Lewis: molecole con legame covalente

49 Trifluoruro di azoto (NF 3 ) Stadio 1: N è meno elettronegativo di F, N al centro Stadio 2 : N (2s 2 2p 3 ) 5 elettroni di valenza, F (2s 2 2p 5 ) 7 elettroni valenza 5 + (3 x 7) = 26 elettroni di valenza Stadio 3: Disegnare legami singoli e completare degli ottetti Stadio 4: Controllo! 3 legami singoli (3x2) + 10 coppie solitarie (10x2) = 26 elettroni di valenza F N F F

50 Formula Molecolare N ha χ minore di F, perciò N si colloca al centro Collocazione degli atomi Somma degli e - 1 x N = 1 x 5 = 5e - di valenza 3 x F = 3 x 7 = 21 e - Totale = 26 e - e - di valenza restanti Struttura di Lewis

51 Esempio Scrivere la struttura di Lewis di CCl 2 F 2 (diclorodifluorometano) composto responsabile della diminuzione di ozono nell atomosfera. C gruppo inferiore/meno elettronegativo (gruppo 4) Cl ed F (gruppo 7) Cl F C F Cl elettroni di valenza totali: 4 (C) + 7 x 2 (Cl) + 7 x 2 (F) = 32! legami singoli completamento ottetto per tutti gli atomi: 4! 4 coppie di legame = 8 elettroni! Elettroni rimanenti: valenza totali-legame = 32-8 = 24! 12 coppie di lone pair, 3 coppie di lone pair per ogni atomo di Cl e F

52

53 Esempi

54 Legami multipli: ossigeno, azoto

55 Legami multipli: monossido e biossido di carbonio

56 Legami multipli: ione carbonato (CO 3 2- ) Stadio 1: C meno elettronegativo di O, C al centro Stadio 2: C (2s 2 2p 2 ) 4 elettroni di valenza, O (2s 2 2p 4 ) 6 elettroni di valenza, 2 cariche negative 4 + (3 x 6) + 2 = 24 elettroni di valenza Stadio 3: Disegnare legami singoli e completamento dell ottetto Stadio 4: Controllo! 3 legami singoli (3x2) + 10 coppie solitarie (10x2) = 26 elettroni di valenza! Stadio 5: inserire un doppio legame 2 legami singoli (2x2) = 4 1 doppio legame= 4 8 coppie solitarie (8x2) = 16 O C O O 24 elettroni di valenza

57 Ozona (O 3 ) 2 strutture di Lewis Strutture di risonanza Entrambe le strutture sono corrette e descrivono la stessa molecola. Nessuna delle due strutture di Lewis rappresenta accuratamente O 3. Le misure delle lunghezze di legame e delle energie di legame indicano che i due legami in O 3 sono identici, con proprietà intermedie tra quelle di un legame semplice e quelle di un legame doppio. La struttura di O 3 è rappresentata piu correttamente con due strutture di Lewis, dette strutture di risonanza (o forme di risonanza) Le strutture di risonanzahannola stessaposizionerelativadegliatomima differentiposizionidelle coppiedielettronidilegamee dielettronisolitari. O A O B O C O A O B O C I II

58 Ibrido di risonanza Una specie come O 3, che può essere rappresentata da più di una formula di Lewis valida, è detta unibridodirisonanza. Le forme di risonanza non rappresentano dei veri legami. O 3 non si trasforma continuamente tra le sue due forme di risonanza. La vera struttura di un ibrido di risonanza è una media delle sue forme di risonanza. In un ibrido di risonanza, gli elettroni sono delocalizzati, la densità elettronica è distribuita su più atomi adiacenti. O A O B I O C O A O B II O C

59 ione cianato NCO - biossido di azoto (NO 2 ) ione carbonato (CO 3= ) ione nitrato (NO 3- )

60 Eccezioni alla regola dell ottetto: ottetto incompleto Be 2e - BeH 2 2H 2x1e - 4e - H Be H B 3e - F B F 3F 3x7e BF e - F 3 legami singoli(3x2) = 6 9 coppie solitarie(9x2) = 18 Totale = 24

61 Eccezioni alla regola dell ottetto: molecole con elettroni dispari (radicali) NO N 5e - O 6e - 11e - N O 1legame doppio(1x4) = 4e- 3coppie solitarie (1x1+1x2) = 6e- 1 elettrone dispari (1) = 1e- 11 elettroni di valenza NO 2 N 5e - O 2 x 6e - 17e - 1legame doppio(1x4) = 4e- 5 coppie solitarie = 10e- 1 elettrone dispari (1) = 1e- 1legame singolo (1x2) = 2e- 17 elettroni di valenza

62 Eccezioni alla regola dell ottetto: ottetto espanso (atomo centrale n > 2) Espansione del guscio di valenza possibile solo per non metalli di periodo 3 o superiore perchè questi elementi hanno orbitali d disponibili.

63 Esempi: ottetto espanso SF 6 1S 6e - 6F 42e - 48e - F F F S F F F 6 legami singoli (6x2) = 12e- 18 coppie solitarie (6x3) = 36 e- 48 elettroni di valenza

64 Esempi: ottetto espanso PCl 6 1P 5e - 5Cl 35e - 40e - 5 legami singoli (5x2) = coppie solitarie (3x5) = elettroni di valenza H 2 SO 4 1S 6e - 4O 24e - 2H 2e - O H O S O H 4 legami singoli (4x2) = 8 8coppie solitarie (4x2) = 16 2 legami doppi(2x4) = 8 32e - O 32 elettroni di valenza

65 Variazione di entalpia nelle reazioni chimiche ( H 0 reazione) H 0 reazione = ΣEL(reagenti) ΣEL(prodotti)

66 Variazione di entalpia nelle reazioni chimiche ( H 0 reazione)

67 Variazione di entalpia nelle reazioni chimiche ( H 0 reazione): combustione del metano (CH 4 )

68 H 2 (g) + F 2 (g) 2HF (g) H 0 = ΣEL(reagenti) ΣEL(prodotti) Energia di legame (reagenti) (kj/mol) H H F F Energia di legame (prodotti) (kj/mol) H F H 0 = x = kj/mole

69 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O (g) H 0 = ΣEL(reagenti) ΣEL(prodotti) Energia di legame (reagenti) (kj/mol) H H O O x Energia di legame (prodotti) (kj/mol) H O H 0 = 436.4x x2 = kj/mole

70 Esercizio tipo Sulla base dei dati riportati nella tabella delle entalpie di legame, calcolare il H r per la seguente reazione: CH 4 (g) + 3Cl 2 (g) CHCl 3 (g) + 3HCl(g) H r = 2381 KJ + (-2711 KJ) = -330 KJ 4 x C-H = 4 mol x 413 kj/mole = 1652 kj 3 x Cl-Cl = 3 mol x 243 kj/mole= 729 kj Rottura dei legami richiede ( ) kj = 2381 kj 1 x C-H = 1 mol x 413 kj/mole = kj 3 x C-Cl = 3 mol x 339 kj/mole= kj 3 x HCl = 3 mol x 427 kj/mole = kj Formazione dei legami richiede ( ) kj= kj

71 Legami intermolecolari Legami intramolecolari: forze che agiscono tra atomi in un composto Legami intermolecolari: forze attrattive tra molecole In genere, le forze intermolecolari sono più deboli delle forze intramolecolari. 41 kj per vaporizzare 1 mole di H 2 O 930 kj energia di legame in 1 mole di H 2 O Misura delle forze intermolecolari Punto di ebollizione Punto di fusione H vap H fus H sub 12.2

72 Legami intermolecolari: interazione dipolo-dipolo Esempio: orientamento delle molecole polari in un solido

73 Legami intermolecolari: interazione ione-dipolo Esempio: composto ionico in solvente polare 12.2

74 Legami intermolecolari: legame idrogeno Il legame idrogeno è una interazione dipolo-dipolo tra l atomo di idrogeno coinvolto in un legame polare, e un atomo elettronegativo (i.e. O, N o F). 12.2

75 Legame metallico Tutti gli atomi metallici cedono i propri elettroni di valenza per formare un mare di elettroni delocalizzati su tutto il campione nel quale sono immersi i cationi metallici in disposizione ordinata. Gli elettroni di valenza sono condivisi tra tutti gli atomi e sono liberi di muoversi.

76

77 Energia di legame

78 Periodo 4: configurazione elettronica, energia legame, T fusione

79 Solidi covalenti

80 Solidi ionico-covalenti

81 H 2 O Solidi molecolari

82 Solidi ionici NaCl CsF

83 Solidi metallici