Il legame chimico. Gli atomi sia nelle sostanze elementari che nei composti sono tenuti insieme dai legami chimici

Transcript

1 Il legame chimico Gli atomi sia nelle sostanze elementari che nei composti sono tenuti insieme dai legami chimici Fra due atomi o fra due gruppi di atomi è presente un legame chimico quando l entità che si forma a partire dalle due unità separate ha una stabilità sufficiente ad esistere inalterata entro un intervallo più o meno ampio di temperatura e di pressione Sistema biatomico Variazione dell energia in funzione della distanza. a: si forma il legame chimico b: non si forma il legame chimico

2 Le proprietà periodiche Elettronegatività E una misura della tendenza di un atomo legato in una molecola ad attrarre gli elettroni di legame. Esistono diverse scale di elettronegatività. Una tra le più importanti è quella che si basa sulla definizione di R.S. Mulliken Elettronegatività di Mulliken: = k (E I + A) k = costante che determina i limiti della scala Cresce da sinistra a destra lungo il periodo, diminuisce scendendo lungo il gruppo Il Fluoro è l elemento più elettronegativo

3

4 Numero di ossidazione stato di ossidazione E una carica (positiva o negativa) che viene attribuita ad ogni atomo che si trovi legato ad un altro atomo in un composto. Dipende dalla differenza di elettronegatività che caratterizza gli atomi del composto considerato Dipende dal numero e dal tipo di atomi nel composto E in pratica una proprietà periodica: gli elementi di un determinato gruppo sono caratterizzati da determinati n.o. Quando la specie è uno ione monoatomico, il n.o. viene indicato con il corrispondente numero arabo accompagnato dal segno + o - Quando la specie fa parte di un composto poliatomico l indicazione corretta del n.o. prevedrebbe l uso dei numeri romani

5 n.o. più comuni per i metalli (escluse serie di transizione) ed i non metalli H +1, -1 Li Be B C N O F , +2,(-4) +5, +3, +2, +1, -3-2, -1-1 Na Mg Al Si P S Cl , +3, -3 +6, +4, -2 +7, +5, +3, +1, -1 K Ca Ga Ge As Se Br , +3, -3 +6, +4, -2 +7, +5, +3, +1, -1 Rb Sr In Sn Sb Te I , +3 +6, +4, -2 +7, +5, +1, -1 Cs Ba Tl Pb Bi , +2 +5, +3

6 Regole generali per l attribuzione dello stato di ossidazione: gli elettroni di un legame vengono attribuiti all elemento più elettronegativo Somma n.o. = 0 Somma n.o. = carica n.o. = 0 composto neutro ione positivo o negativo elemento allo stato elementare Regole specifiche per l attribuzione dello stato di ossidazione nei composti: H ha n.o. = +1 se legato a non metalli H ha n.o. = -1 se legato a metalli O ha quasi sempre n.o. = -2 i metalli alcalini ed alcalino terrosi hanno sempre n.o. = +1 e, rispettivamente, +2

7 CO 2 1) composto neutro somma n.o. = 0 2) n.o. O = -2 n.o. C + 2 (n.o. O) = 0 n.o. C 4 = 0 n.o. C nella CO 2 = +4 CO 1) composto neutro somma n.o. = 0 2) n.o. O = -2 n.o. C + n.o. O = 0 n.o. C 2 = 0 n.o. C in CO = +2

8 Na 2 CO 3 carbonato di sodio 1) composto neutro somma n.o. = 0 2) n.o. O = -2, n.o. Na = +1 2 (n.o. Na) + n.o. C + 3 (n.o. O) = n.o. C 6 = 0 n.o. C in Na 2 CO 3 = +4 Il gruppo CO 3 2- si ritrova in molti altri composti I due n.o. principali del C sono +2 e +4

9 HClO 4 acido perclorico (ClO 4 - ione perclorato) 1) composto neutro somma n.o. = 0 2) n.o. O = -2, n.o. H = +1 n.o. H + n.o. Cl + 4 (n.o. O) = n.o. Cl 8 = 0 n.o. Cl in HClO 4 = +7 HClO 3 acido clorico (ClO 3 - ione clorato) 1) composto neutro somma n.o. = 0 2) n.o. O = -2, n.o. H = +1 n.o. H + n.o. Cl + 3 (n.o. O) = n.o. Cl 6 = 0 n.o. Cl in HClO 3 = +5 HClO 2 acido cloroso (ClO 2 - ione clorito) 1) composto neutro somma n.o. = 0 2) n.o. O = -2, n.o. H = +1 n.o. H + n.o. Cl + 2 (n.o. O) = n.o. Cl 4 = 0 n.o. Cl in HClO 2 = +3

10 HClO acido ipocloroso (ClO - ione ipocloroso) 1) composto neutro somma n.o. = 0 2) n.o. O = -2, n.o. H = +1 n.o. H + n.o. Cl + n.o. O = n.o. Cl 2 = 0 n.o. Cl in HClO = +1 NaCl cloruro di sodio (Cl - ione cloruro) 1) composto neutro somma n.o. = 0 2) n.o. Cl = -1, n.o. Na = +1 n.o. per il carbonio (4 o 14 gruppo) = 4, 2 n.o. per il cloro (7 o 17 gruppo) = 7, 5, 3, 1, -1 Se presente n.o. negativo = carica posseduta nella conf. elettronica gas nobile seguente Valore max n.o. positivo = n elettroni strato valenza Gli altri n.o. positivi ottenuti sottraendo multipli di 2 N.B. tutti gli elementi hanno il n.o. 0 (stato elementare)

11 Formule Le formule esprimono il tipo di elemento che entra a far parte di una specie chimica ed il relativo rapporto quantitativo H 2 SO 4 acido solforico costituito da H, S e O nei rapporti 2:1:4 A seconda del tipo di composto si parla di formula molecolare o di formula minima (empirica, stechiometrica o elementare) Formula molecolare: esprime l esatta composizione di un aggregato discreto di atomi, la molecola Formula minima: esprime il tipo di elementi ed il relativo rapporto stechiometrico (numeri primi fra loro - per le sostanze elementari coincide con il simbolo dell elemento) H 2 C 4 H 4 O 6 Acido tartarico NaCl Cloruro di sodio

12 Se l aggregato di atomi è uno ione, la formula esprime anche la carica risultante (indicata in alto a destra rispetto al simbolo o alla formula con il numero arabo seguito dal segno. Il numero 1 non si scrive. Ad es. +, 2-) Il composto che deriva dall associazione di più ioni deve essere complessivamente neutro Na 2 SO 4 : solfato di sodio, costituito da cationi Na + e anioni SO 2-4 in rapporto 2:1 per mantenere l elettroneutralità Na 2 S 2 O 8 : persolfato di sodio, costituito da cationi Na + e anioni S 2 O 2-8 in rapporto 2:1 per mantenere l elettroneutralità Formula minima Formula ionica Unità strutturali nome H 8 O 4 N 2 S (NH 4 ) 2 SO 4 NH 4+, SO 2-4 solfato di ammonio NaO Na 2 O 2 Na +, O 2-2 perossido di sodio

13 Formula di struttura molecolare Viene utilizzata per rappresentare la concatenazione dei legami Fra gli atomi legati si inseriscono uno o più trattini, a seconda del tipo di legame, secondo uno schema legato alla geometria della specie Si tratta di una proiezione bidimensionale, non della struttura vera e propria, anche se a questa è collegata CO 2 - biossido di Carbonio (anidride carbonica) Ha geometria lineare Gli atomi di O sono legati al C con legame doppio

14 Il legame covalente G.N. Lewis nel 1916 propose che il legame chimico avvenisse con la compartecipazione di due elettroni, ciascuno appartenente ad un atomo Se ciascun atomo possiede un orbitale con un elettrone spaiato, i due orbitali possono sovrapporsi dando luogo ad un orbitale di legame Si suppone che i due elettroni si localizzino nella zona compresa fra i due nuclei a spin antiparallelo (principio di esclusione di Pauli) Questa zona è soggetta all attrazione da parte di ambedue i nuclei. La probabilità di trovarvi l elettrone è maggiore che in assenza di interazione

15 Le funzioni orbitaliche che si sovrappongono devono: - avere un orientazione corretta rispetto all asse internucleare; - avere lo stesso segno legame densità elettronica fra i nuclei legame π densità elettronica in due salsicciotti sopra e sotto l asse internucleare

16 L orbitale di legame dà una sovrapposizione maggiore rispetto al π, quindi è più forte E il primo tipo di legame che si forma fra due atomi che si legano (si suppone cioè che gli atomi non legati si orientino opportunamente per dare in primo luogo il tipo di legame più forte) Ha simmetria cilindrica rispetto all asse internucleare Non presenta barriere alla libera rotazione

17 L orbitale di legame π è più debole rispetto al e si instaura solo se è già presente un legame Il legame doppio ( + π) è più forte del legame da solo e la distanza di legame è più corta (Ad es. C C 154 pm, C C 133 pm) Gli orbitali che lo possono formare (principalmente i p) hanno un piano nodale, quindi anch esso ha un piano nodale che contiene l asse internucleare Due salsicciotti sopra e sotto l asse internucleare Determina una barriera alla libera rotazione Si possono formare al massimo due legami π oltre ad un legame X Si parla di legame singolo ( ), legame doppio ( + π) e legame triplo ( + 2π C C 120 pm)

18 O 2s 2 2p 4 O 2 N 2 CO N 2s 2 2p 3 C 2s 2 2p 2 O 2 2s 2 2p 4 i s o e l e t t r o n i c h e

19 Molecole poliatomiche geometria e legame O 2s 2 2p 4 H 2 O H H 1s H O

20 angoli 90? H 2 O NH 3

21 VSEPR valence shell electron pair repulsion (Sidgwick e Powell 1940) E un modello qualitativo Coppie elettroniche, di legame e non, ed elettroni spaiati si comportano come cariche sulla superficie di una sfera Geometria che consente di ottenere la più bassa repulsione fra le cariche Nella CO 2 il carbonio si lega a 2 atomi di ossigeno con 2 legami. Due cariche che si respingono sulla superficie di una sfera si dispongono in posizione diametralmente opposta

22

23 Le coppie elettroniche solitarie sono localizzate su un solo atomo ed occupano più spazio dei legami H 2 O NH 3 struttura angolare struttura piramidale Ad es. una geometria piramidale indica la presenza di una coppia di elettroni non di legame o coppia solitaria. Viceversa se sappiamo che un atomo che forma tre legami possiede una coppia solitaria, sappiamo che la molecola risultante dovrà avere struttura piramidale

24 Diossido di carbonio CO 2 (anidride carbonica) Diossido di zolfo SO 2 (anidride solforosa) Trifluoruro di boro BF 3 ammoniaca NH 3 Coppie solitarie Tetracloruro di carbonio CCl 4 acqua H 2 O Coppie solitarie

25 Teoria degli orbitali ibridi Combinazioni lineari* di funzioni d onda, soluzioni dell equazione di Schrödinger, sono anch esse soluzioni dell equazione di Schrödinger *per i nostri scopi leggi somme e differenze con opportuni coefficienti Da due, tre. orbitali atomici si ottengono due, tre. orbitali ibridi (due, tre. combinazioni lineari) Come si possono ottenere queste geometrie a partire dalla disposizione spaziale degli orbitali atomici? Possono essere trovate opportune combinazioni lineari degli orbitali atomici dello strato più esterno che diano come risultato la geometria voluta Nuovi orbitali con orientazione diversa dalle funzioni di partenza e con diverso carattere di tipo s, p, d Questo metodo ci consente di tener conto algebricamente del fatto che gli orbitali atomici si modificano quando entrano a far parte di una molecola

26 Formazione dei più comuni orbitali ibridi geometria lineare 1 s combinato con 1 p = sp 1 s combinato con 2 p = sp 2 1 s combinato con 3 p = sp 3 geometria trigonale planare (BF 3 ) o angolare geometria tetraedrica (CH 4 ), piramidale (NH 3 ) o angolare (H 2 O)

27

28 Polarità dei legami Dovuta alla differenza di elettronegatività fra gli atomi legati La polarità aumenta con la differenza di elettronegatività indica la frazione di carica positiva o negativa dovuta alla non simmetrica distribuzione della densità elettronica E.N. (H) = E.N. (C) = 2.5 E.N. (N) = 3.1 E.N. (O) = 3.5 E.N. (F) = 4.1 Momento dipolare per due cariche + e - a distanza r = x r

29 La polarità di una molecola è data sia dal tipo di atomi che dalla geometria Verso di polarizzazione della nube elettronica e risultante

30 Legame covalente omopolare Legame covalente polare Legame ionico Nel legame ionico la densità di carica arriva praticamente ad annullarsi lungo l asse internucleare fra polo positivo (blu) e polo negativo (rosso) Gli elettroni di legame sono completamente rimossi dal polo positivo (catione) verso il polo negativo (anione) La forza di attrazione fra i due ioni è di tipo elettrostatico Il passaggio da legame covalente a legame ionico è graduale al variare delle specie atomiche legate